QUÍMICA · 2013-09-24 · pantes é um gás, a constante de equilíbrio pode ser expressa em termos de pressões parciais dos gases envolvidos e, nesse caso, será representada por

PRÉ-VESTIBULARLIVRO DO PROFESSOR

QUÍMICA

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I229 IESDE Brasil S.A. / Pré-vestibular / IESDE Brasil S.A. — Curitiba : IESDE Brasil S.A., 2008. [Livro do Professor]

832 p.

ISBN: 978-85-387-0577-2

1. Pré-vestibular. 2. Educação. 3. Estudo e Ensino. I. Título.

CDD 370.71




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Equilíbrio químico

Quando observamos malabaristas se apre-sentando, temos a ideia mais ligada à dinâmica e movimento das partículas no equilíbrio químico. Entender a natureza desse equilíbrio, é conseguir entender o funcionamento de “n” processos, como, por exemplo, como o limão retira o cheiro do peixe das mãos, o que leva os mergulhadores a não voltar rapidamente à superfície etc.

Conceitos iniciaisExistem reações que ocorrem nos dois sentidos

do processo, que passam a ser chamados de rever-síveis, em que observamos reagentes e produtos serem consumidos e produzidos simultaneamente nos dois sentidos.

Em geral podemos representar: ou os pro-cessos reversíveis.

Ex.: CH3COOH + CH3OH CH3COOCH3 + H2O

N2O4(g) 2 NO2

(incolor) (castanho)

Outro exemplo interessante é a convivência de estados físicos diferentes no mesmo sistema, ou seja, um sistema reversível.

Nesse sistema, temos moléculas de água pas-sando continuamente do estado líquido para o de vapor e do de vapor para o líquido.

Vd ViH2O(v)

H2O( )

H2O(I) vd

vi

H2O (v)

vd = velocidade de vaporização.

vi = velocidade de condensação.

Quando a velocidade de vaporização (vd) se iguala à de condensação (vi), dizemos que o sistema atingiu o equilíbrio. Graficamente, podemos repre-sentar esse e outros equilíbrios por:

Vdireita

Vinversa

Vd = Vi

equilíbrio

velo

cida

de

tempot

Uma consequência importante do fato de as duas velocidades serem iguais na situação de equi-líbrio é que as quantidades dos participantes per-manecem constantes, porém não obrigatoriamente iguais.

Podemos então dizer que esse equilíbrio é di-nâmico.

Exemplo: `

Dada a reação N2O4 2 NO2, observe:

incolor castanho

O que acontece é que simultaneamente com a reação

N2O4(g) 2NO2(g)

ocorre a reação no sentido oposto

2NO2(g) N2O4(g)

e ambas com a mesma velocidade.

Sendo v1 e v2 as velocidades das reações em cada sentido:

N2O4(g) v1

v2

2NO2(g)

v1 = v2 equilíbrio

Equação da velocidade: v1 = k1[N2O4]

v2 = k2 [NO2]2

decorrer do tempo:

[N2O4] diminuiu v1 diminuiu

k2 [NO2]2 aumentou v2 aumentou


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021

No instante em que v1 = v2 equilíbrio

[N2O4] e [NO2] permanecem constantes

Veja a seguir os gráficos mostrando a variação em função do tempo das velocidades v1 e v2 e das concentrações [N2O4] e [NO2]:

V1 = k1[N2O4]

V1 = V2

velo

cida

de d

e re

ação

tempo (s)0

V2 = k2[NO2]2

30 63 100 142

sistema caminhando para o equilíbrio

sistema em equilíbrio

N2O4

quan

tidad

e (m

ol)

tempo (s)0 30 63 100 142

sistema caminhando para o equilíbrio sistema em equilíbrio

0,100

0,080

0,020

0,0400,060

0,080 mol de NO2

0,060 mol de N2O4(g)

NO2

Generalizando: equilíbrio químico é uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta é igual à da reação inversa e, consequentemente, as concentrações das substâncias participantes perma-necem constantes.

Temos a velocidade nos dois sentidos, quando atingido o equilíbrio, são iguais, elas perdem de certa forma seu significado, dando origem às constantes de equilíbrio. Mas devemos lembrar sempre das seguintes características:

as reações direta e inversa continuam ocor-a) rendo simultaneamente;

nos equilíbrios, a velocidade da reação b) direta é sempre igual à velocidade da inversa;

a não-ocorrência de mudança no sistema c) significa que as concentrações no equilíbrio permanecem constantes;

esse tipo de equilíbrio somente é obtido d) em sistema fechado, a uma dada tempe-ratura.

Observe o contexto citado a seguir, exemplo típico de equilíbrio químico no nosso organismo:

CO2

CO2

CO2

O2

O2

O2

capilaresdo corpo capilares

do pulmão

liberação O2

HbO2 Hb + O2

veia provenientedo pulmão (rico em O2)

das artérias para o corpo(rico em O2, sangue vermelhobrilhante)

oxigênio consumidoHb + O2 HbO2

capilaresdo corpo

músculo do coração

das artérias para o pulmão (pobre em O2,sangueazul)

metade direita

metade esquerda

veiaprovenientedo corpo(pobreem O2)

IESD

E B

rasi

l S.A

.

A reversibilidade química é ilustrada por este diagrama simplificado da circulação do sangue no corpo humano. O coração é dividido em duas metades. A metade da direita envia sangue pobre em O2 aos pulmões; a metade esquerda bombeia sangue rico em O2 ao corpo. O oxigênio liga-se quimicamente à hemoglobina (Hb) nos pulmões e, sob condições diferentes, é liberado nos tecidos do corpo.

O transporte do oxigênio atmosférico a várias partes do organismo é um processo reversível. Esse transporte é feito por uma molécula de estrutura complexa encontrada no sangue, denominada he-moglobina. A hemoglobina combina-se com o oxi-gênio nos pulmões, formando a oxiemoglobina, que é transportada pelo sistema circulatório a todas as partes do corpo onde o oxigênio é usado nos proces-sos metabólicos.

Hb + O2 HbO2 hemoglobina oxiemoglobina

Constantes de equilíbrioConstante de equilíbrio em função das con-a) centrações molares (Kc)

Consideremos o equilíbrio representado pela

equação geral: aA + bB v1

v2

cC + dD (sistema homogêneo).

Supondo que as reações nos dois sentidos sejam elementares, temos:

v1 = k1[A]a[B]b v2 = k2[C]c[D]d

Equilíbrio v1 = v2 k1[A]a[B]b = k2[C]c[D]d


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k1

k2

= [C]c [D]d

[A]a [B]b Kc = [C]c [D]d

[A]a [B]b

Kc = constante de equilíbrio

A expressão da constante de equilíbrio (Kc) é a lei da ação das massas ou lei de Guldberg e Waage do equilíbrio, porque foi estabelecida por esses cien-tistas noruegueses em 1863.

Na dedução da expressão do Kc, admitimos que as reações nos dois sentidos são elementares. Na maioria dos casos, porém, elas ocorrem em várias etapas. Esse fato pode afetar a interpretação cinética da dedução da expressão do Kc, mas não a expressão final do Kc, deduzido pela termodinâmica por inter-médio da energia livre da reação.

O valor do Kc varia muito de um equilíbrio para outro. Para um mesmo equilíbrio, o valor de Kc varia com a temperatura, mas não com a concentração das substâncias participantes nem com a pressão.

Veja a expressão da lei da ação das massas de Guldberg e Waage aplicada aos equilíbrios seguintes, ou seja, a expressão das respectivas constantes de equilíbrio (Kc):

H2(g) + I2(g) 2HI(g) Kc = [HI]2

[H2] [I2]

2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) Kc = [N2]

[H2]3

[NH3]2

Interpretação do valor do Kc e a extensão da reação

Considere os exemplos e situação de equilíbrio a seguir e suas respectivas constantes.

2NO(g) + O2(g) 2NO2 (g)

Kc = [NO2]

2

[NO2] [O2]

Kc = 6,45 . 105

Kc > 1: a concentração dos “produtos” (indica-dos no numerador) é maior que a dos “reagentes” (indicados no denominador), informando que a rea-ção direta prevalece sobre a inversa.

N2(g) + 3H2 (g) 2NH3(g)

Kc = [NH3]2

[N2] [H2]

3 Kc = 2,37 . 10-3

Kc < 1: a concentração dos “reagentes” (deno-minador) é maior que a maioria dos “produtos” (nu-merador), indicando que a reação inversa prevalece sobre a direita.

Grau de equilíbrio (α)

Grau de equilíbrio ( ) é a relação entre a quan-tidade em mol consumida de um reagente e a quan-tidade em mol inicial desse reagente.

Grau de equilíbrio

= quantidade em mol consumida de um reagente

quantidade em mol inicial desse reagente

O grau de equilíbrio é um número puro (não tem unidade) e sempre menor que 1 ( < 1). É comumente expresso em porcentagem (%).

É importante não confundir grau de equilíbrio com constante de equilíbrio. O grau de equilíbrio varia com a temperatura e com as concentrações das substâncias participantes. No caso de equilíbrio do qual participam gases, ele varia também com a pressão.

Constante deequilíbrio

Grau de equilíbrio( )

Varia com a temperatura Varia com a temperatura

Não varia com as concen-trações das substâncias

Varia com as concentra-ções das substâncias

Não varia com a pressão, mesmo que no equilíbrio haja substâncias gasosas.

Varia com a pressão, quan-do pelo menos uma das substâncias for gasosa.

Constante de equilíbrio em função das pres-sões parciais (Kp)

Até agora, a expressão do equilíbrio foi dada em termos de concentração mol/L (Kc). No entanto, em equilíbrios nos quais pelo menos um dos partici-pantes é um gás, a constante de equilíbrio pode ser expressa em termos de pressões parciais dos gases envolvidos e, nesse caso, será representada por Kp.

Podemos, então dizer, que, nos equilíbrios ga-sosos homogêneos, a constante de equilíbrio pode ser expressa em função das pressões parciais dos gases participantes. Essa constante de equilíbrio é representada por Kp. Por exemplo:

N2 + 3H2(g) 2NH3(g) Kp = (pNH3)2

(pN2) (pH2

)3

Generalizando:

aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) Kp = (p

c)c (p

D)d

(pA)a (p

B)b

,

em que pA, pB, pC e pD são as pressões parciais de A, B, C e D, no sistema em equilíbrio.

Kp, assim como Kc, varia com a temperatura, mas não com as concentrações nem com as pressões das substâncias participantes.

Quanto maior for o valor de Kc, maior será a extensão da ocorrência da reação direta.

Quanto menor for o valor de Kc, maior será a extensão da ocorrência da reação inversa.


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Assim, as expressões de Kc e Kp para os equilí-brios a seguir, por exemplo, são dadas por:

2CO(g) + O2(g) 2CO(g)

Kc = [CO2]

2

[CO2] [O2]

Kp = (PCO2

)2

(PCO2) (PO2

)

onde PCO, PO2 e PCO2

são as pressões parciais dos gases.

2C • (s) + O2(g) 2CO(g)

Kc = [CO2]

2

[O2] Kp =

(PCO2)

(PO2)

Zn • (s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)

Kc = [ZnCl2] [H2]

[HCl2] Kp = PH2

Zn • (s) + Cu2+(aq) Zn2+

(aq) + Cu(s)

Kc = [Zn2+

(aq)]

[Cu2+(aq)]

Kp não é definido.

Na expressão de K1) c não devem ser represen-tados os componentes sólidos.

Na expressão de K2) p só devem ser represen-tados os componentes gasosos.

Tanto K3) c quanto Kp (constantes de equilíbrio) só variam com a temperatura.

Relação entre Kc e Kp

Uma vez que em alguns exercícios é comum dar uma das constantes e se calcular a outra, temos a equação de uma reação genérica:

aA(g) + bB(g) cC(g)

Kc = [C]c

[A]a [B]b Kp =

(pC)c

(pA)a (pB)b

Lembrando que a equação geral dos gases é:

PV = n RT,

e aplicando essa expressão para os componentes da reação genérica, temos:

PAV = nA RT

PA = nA

V RT

PBV = nB RT

PB = nB

V RT

PC V = nC RT

PC = nC

V RT

Como [gás] = n

V, temos:

PA = [A] RT PB = [B] RT PC = [C] RT

Substituindo esses dados na expressão do KP iremos obter:

Kp = ([C] RT)c

([A] RT)a . ([B] RT)b

Kp = [C]c (RT)c

[A]a [B]b (RT)a . (RT)b

Kp = [C]c

[A]a [B]b (RT)(c) – (a + b) Kp = Kc (RT) n ,

onde n indica a variação do número de mol.

Equilíbrios heterogêneosEquilíbrios heterogêneos são aqueles nos quais

os reagentes e os produtos formam um sistema hete-rogêneo. Veja os quatro exemplos seguintes:

1. C(s) + CO2(g) 2CO(g)

2. CaCO3(s) CaC(s) + CO2(g)

3. Cu2+(aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn2+

(aq)

4. AgCl(s) + 2NH3(aq) [Ag(NH3)2]+(aq) + Cl–(g)

Em um sólido, como a quantidade de partículas por unidade de volume é constante, sua concentração também é constante e não deve aparecer na expres-são da constante de equilíbrio. As expressões do KC e Kp (se houver) dos equilíbrios acima serão:

1. Kc = [CO]2

[CO2]Kp =

p2CO

pCO2

2. Kc = [CO2] Kp = pCO2

3. Kc = [Zn2+

(aq)][Cu2+

(aq)]Kp não existe porque o equilíbrio não é gasoso.

4. Kc = [Ag(NH3)

+2(aq)][Cl–(aq)]

[NH3(aq)]2

Kp não existe porque o equilíbrio não é gasoso.

Le Châtelier Henry Louis Le Châtelier (1850-1936), cuja

influência do pai – que trabalhava como inspetor geral das minas, na França – fora fundamental no direcionamento de seus estudos, tornou-se, em 1877, professor da École des Mines, em Paris. No entanto, com o passar do tempo, o seu interesse começou a se voltar para outras áreas.

Le Châtelier foi um dos primeiros cientistas a relacionar os princípios da termodinâmica com as rea-ções químicas. Seu mérito e importância foi ter perce-bido que nem todas as reações consomem totalmente


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os reagentes, ou seja, em muitas reações ocorre uma situação de equilíbrio, na qual reagentes e produtos permanecem juntos, reagindo e se transformando.

Uma vez estabelecido um equilíbrio, podemos quebrá-lo e observar que ele se restabelece.

Quando um sistema está em equilíbrio, a velo-cidade da reação direta (1) é igual à velocidade da reação inversa (2), e as concentrações molares de todos os participantes permanecem constantes.

Observamos que um sistema em equilíbrio pode ser deslocado no sentido direto ou inverso por meio de variações da temperatura, da pressão ou da concentração.

Entretanto, observe que se, sobre esse equilí-brio, não ocorrer a ação de nenhum agente externo, ele tende a permanecer nessa situação indefinida-mente. Mas, se for exercida uma ação externa sobre esse equilíbrio, ele tende a reagir de maneira a mi-nimizar os efeitos dessa ação.

Esse é o tema do Princípio de Le Châtelier, tam-bém chamado de princípio da fuga diante da força.

Princípio de Le Châtelier: “Quando se apli-ca uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se deslocar no sentido de diminuir ou fugir dos efeitos dessa força”.

Fatores que alteram o equilíbrio

• concentração• pressão• temperatura

O Princípio de Le Châtelier é fácil de ser entendi-do quando se considera que a constante de equilíbrio depende somente da temperatura.

A constante de equilíbrio não se altera com variações das concentrações dos participantes, com variações do volume nem com a pressão exercida.

Fatores que alteram o equilíbrio químico

O deslocamento de um equilíbrio químico obedece à lei de Le Châtelier: “Se a um equilíbrio químico for aplicada uma força externa, este se desloca no sentido oposto dessa força, de modo a minimizá-la.”

Mas quais são as forças que podem deslocar o equilíbrio?

Para deslocar um equilíbrio químico, é necessá-rio alterar as velocidades da reação.

Concentração, pressão, temperatura são fatores preponderantes nessa alteração.

a) Concentração

Quando se adiciona um reagente ou produto a um sistema em equilíbrio, esse equilíbrio se desloca no sentido oposto ao do membro em que ocorre a adição.adição de reagentes adição de produtos

reagentes produtos

aumento dareação direta

produtos reagentes

Por sua vez, a retirada de um reagente ou pro-duto faz com que o equilíbrio se desloque no sentido do membro em que ocorreu a retirada.remoção de reagentes remoção de produtos

reagentes produtos

diminuição dareação direta

produtos reagentes

diminuição dareação direta

A adição ou retirada de um sólido não desloca o equilíbrio.

b) Pressão

Como a pressão está diretamente ligada à ideia do volume, podemos dizer que a diminuição de volu-me em um sistema gasoso geralmente provoca um aumento da pressão e vice-versa.

Desta forma, temos que:

se a pressão for aumentada, o equilíbrio será •deslocado no sentido do menor volume. Mas, se ela for diminuída, o equilíbrio será deslo-cado no sentido de maior volume.

Em resumo:

aumento da pressão contração do volume

diminuição da pressão expansão do volume


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A variação da pressão não tem influência nos equilíbrios não-gasosos, nem nos gasosos que ocor-rem sem variação de volume:

H2(g)+ I2(g)

2 mols

2HI(g)

2 mols

Equilíbrios que não são deslocados por variação da pressão:

Cu(s)+2Ag+(aq) Cu2+

(aq)+2Ag(s)

Fe2+(aq)+6CN–

(aq) [Fe(CN6)]4 –

(aq)

Fe2O3(s)+3CO(g) 2FeO(s)+ 3CO2(g)

3 mol 3 mol

3Fe(s)+4H2O(g) Fe3O4 (s)+ 4H2(g)

4 mol 4 mol

c) Temperatura

Alterar a temperatura mexe diretamente na cinética das colisões das moléculas, alterando a frequência dos choques, logo:

o aumento da temperatura desloca o equilí- •brio no sentido da reação endotérmica, e a redução da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica.

Em resumo:

aumento da temperatura endotérmica

diminuição da temperatura exotérmica

Exemplo: `

Dado o equilíbrio:

2H2(g)+O2(g) 2H2O(g)+ calor,

em que sentido ele é deslocado quando:

se aumenta a concentração da água?a)

se diminui a pressão do sistema?b)

se aumenta a temperatura do sistema?c)

se diminui a temperatura do sistema?d)

se adiciona um catalisador?e)

Resposta: `

Observe que a reação direta libera calor. Portanto, temos:

2H2(g)+ O2(g) reação exotérmica

reação endotérmica 2H2O(g)

a) aumentando a concentração [H2O], o equilíbrio é deslocado para a esquerda;

b) se diminuirmos a pressão, o equilíbrio é deslocado no sentido do maior volume. Os reagentes possuem 3 volumes (2 de hidrogênio e 1 de oxigênio) e o produto, 2. Logo, o equilíbrio é deslocado para a esquerda;

c) se aumentarmos a temperatura, o equilíbrio é deslo-cado no sentido da reação endotérmica, ou seja, para a esquerda;

d) se diminuirmos a temperatura, o equilíbrio é deslo-cado no sentido da reação exotérmica, ou seja, para a direita;

e) a adição de um catalisador aumenta as velocidades direta e inversa na mesma proporção e, consequente-mente, o equilíbrio não é deslocado.

Catalisadores

São substâncias que aumentam a velocidade da reação pela diminuição da energia de ativação (Eat), como no equilíbrio, ele atua de igual forma, nos dois sentidos, não irá alterar o equilíbrio.

Uma reação genérica está representada pela equação e pelo gráfico a seguir:

A B

Ea (direta)sem

catalisador

Ea (inversa)sem

catalisador

Ea (direta)com

catalisador

Ea (inversa)com

catalisador

produtosreagentes

caminho da reação

energia de ativação

Como o aumento de velocidade da reação produzido pelo catalisador é o mesmo tanto para a reação direta como para a inversa, ele não altera o equilíbrio.


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Catalisadores não deslocam equilíbrio

Se o catalisador aumenta a velocidade das rea-ções direta e inversa, o único efeito que ele provoca num equilíbrio é a diminuição do tempo necessário para que esse equilíbrio seja atingido.

Observe nos gráficos que, tanto numa reação como na outra – com e sem catalisador –, o número de mol de A e de B no equilíbrio é igual:

A B (sem catalisador)

Z

Y

X

B

A

teq tempo

no. de mol

teqteq <

teq

no. de mol

Z

Y

X

B

A

tempo

A B (com catalisador)

Um mol de álcool etílico (C1. 2H5OH) é adicionado a um mol de ácido acético (CH3 – COOH). Depois de um certo tempo, estabelece-se o equilíbrio:

C2H5OH + CH3 – COOH CH3 – COO – C2H5 + H2O

acetato de etila

Verifica-se que no equilíbrio existe 1

3 de mol de C2H5OH.

Pede-se:

o valor numérico da constante de equilíbrio Ka) c

(constante de esterificação);

um esboço do gráfico de variação do número de b) mols dos reagentes e produtos em função do tem-po, indique nesse gráfico o tempo (teq) depois do qual é atingido o equilíbrio.

Solução: `


Início 1 mol 1 mol 0 mol 0 mol

Equilíbrio1

3mol ? ? ?

Quantidade de C2H5OH que reagiu = 1 – 1

3 =

2

3mol.

A equação química mostra que 1 mol de C2H5OH reage com 1mol de CH3 – COOH, produzindo 1 mol de CH3 – COO – C2H5 e 1 mol de H2O.

Portanto, 2

3mol de C2H5OH reagem com 2

3 mol de CH3

– COOH, produzindo 2

3 mol de CH3 – COO – C2H5 e

2

3 mol de H2O.

Estabelecido o equilíbrio, resta 1 – 2

3 =

1

3 mol de CH3

– COOH.

Esquematizando:


Início 1 mol 1 mol 0 mol 0 mol

Reagem 2/3 mol 2/3 mol - -

Formam-se - - 2/3 mol 2/3 mol

No equilíbrio 1/3 mol 1/3 mol 2/3 mol 2/3 molt

Sendo V litros o volume do sistema, as concentrações em mol/L no equilíbrio serão:

[C2H5OH] =

1

3V mol . L–1

[CH3 – COOH] =

1

3V

mol . L–1

[CH3 – COO – C2H5] =

2

3V

mol . L–1

[H2O] =

2

3V

mol . L-–

Ka) c = [CH3 – COO – C2H5] [H2O]

[C2H5OH] [ CH3 – COOH] =

23V13V

13V

23V.

.

Kc = 4


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b) CH3 – COO – C2H5 e H2O

quantidade (mol)

tempoteq

1

2/3

1/3

0

C2H3OH e CH3 – COOH

16,0g de SO2. 3 são aquecidos num tubo de capacidade igual a 10,0L, à temperatura constante de 1 000°C. Estabelecido o equilíbrio, verifica-se a formação de 1,92g de O2.

Calcule o Ka) c de dissociação do SO3, a 1 000°C.

Esboce um gráfico mostrando a variação do núme-b) ro de mols dos reagentes e produtos em função do tempo.

Solução: `

2SO3 2SO2 + O2

Massa molar do SO3 = 80,0g . mol–1

nSO3 =

16,0g

80,0g . mol–1 = 0,200 mol

Massa molar do O2 = 32,0g . mol-1

nO2 = 1,92g

32,0g . mol–1 = 0,060 mol

2SO3 2SO2 + O2

No início 0,200 mol 0 mol 0 mol

No equilíbrio ? ? 0,060 mol

A equação mostra que a formação de 1mol de O2 é acompanhada da formação de 2 mols de SO2. Portanto, a formação de 0,0600 mol de O2 é acompanhada da formação de 2 . 0,0600 = 0,120 mol de SO2.

Em contrapartida, a equação mostra que a formação de 1mol de O2 é acompanhada da decomposição (dissocia-ção) de 2 mols de SO3. Portanto, a formação de 0,600 mol de O2 é acompanhada da dissociação de 2 . 0,0600 = 0,120 mol de SO3.

nSO3 inicial = 0,200

nSO3 dissociado = 0,120

nSO3 no equilíbrio = 0,200 – 0,120 = 0,080

2SO3 2SO2 + O2

No início 0,200 mol 0 mol 0 mol

Reagem 0,120 mol - -

Formam-se - 0,120 mol 0,060 mol

No equilíbrio 0,08 mol 0,120 mol 0,060 mol

Como o volume do sistema é igual a 10,0L, as concen-trações em mol/L serão:

[SO3] = 0,080

10,0 = 0,0080 mol . L–1

[SO3] = 0,12

10,0 = 0,012 mol . L–1

[O2] = 0,060

10,0 = 0,0060 mol . L–1

Ka) c = [SO2]

2

[SO3]2

[O2] = 0,0122 . 0,060

0,00802

Kc = 0,012 . 0,012 0,060

0,0080 . 0,0080

Kc = 1,35 . 10-2

b) concentração(mol/L)

tempoteq

0,200

0

SO20,120

0,0800,060

SO3

O2

(Vunesp) Na precipitação de chuva ácida, um dos ácidos 3. responsáveis pela acidez é o sulfúrico. Um equilíbrio envolvido na formação desse ácido na água da chuva está representado pela equação:

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

Calcule o valor da constante de equilíbrio nas con-a) dições em que reagindo-se 6 mol . L–1 de SO2 com 5mol . L–1 de O2, obtêm-se 4 mol . L–1 de SO3 quan-do o sistema atinge o equilíbrio.

Construa um gráfico para esse equilíbrio represen-b) tando as concentrações em mol/L na ordenada e o tempo na abscissa, e indique o ponto onde foi estabelecido o equilíbrio.

Solução: `

Pelos dados, temos que:

Concentrações iniciais:

[SO2] = 6 mol . L–1 e [O2] = 5 mol . L–1

Concentração no equilíbrio:

[SO3] = 4 mol . L–1

Para que possamos determinar o valor da constante de equilíbrio (Kc), devemos conhecer as concentrações em mol/L de todos os participantes no equilíbrio. Para isso, construímos a tabela:


9EM

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UI_

021

Inicialmente, devemos determinar a pressão parcial (P) de cada gás:

SO2 4,0 mol – 6,0atm0,4 mol – x PSO2

= 0,6atm

O2 4,0 mol – 6,0atm1,6 mol – x PO2

= 2,4atm

SO3 4,0 mol – 6,0atm1,6 mol – x PSO3 = 3,0atm

A seguir, substituímos esses valores na expressão de Kp:

Kp = (PSO3

)2

(PSO2)2 . (PO2

) Kp = (3,0)2

(0,6)2 . (2,4) Kp = 10,4

2 SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

Início 6 mol 5 mol 0

Proporção gasta X mol gasta Y mol forma 4mol

Equilíbrio ? ? ?

Como, no início, a quantidade de SO3 era igual a zero e, no equilíbrio, a sua quantidade é de 4 mol, isso significa que foram formados 4 mol de SO3. Para que isso acon-teça, devem ser consumidos 4 mols de SO2 e 2 mols de O2, devido à proporção 2 : 1 : 2, dada pelos coeficientes da equação. Assim, a tabela completa será:

2 SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

Início 6 mol 5 mol 0

Proporção gasta 4 mol gasta 2 mol forma 4 mol

Equilíbrio 2 mol 3 mol 4 mol

O número de mol determinado corresponde às concen-trações em mol/L dos componentes da reação, conforme dado no enunciado. Logo:

Kc = [SO3]

2

[SO2]2 [O2]

Kc = (4)2

(2)2 (3) Kc =

4

3 = 1,33

b) [ ]

tempoteq0

SO2

SO3

O2123456

(FAAP) Um recipiente fechado contém o sistema gasoso 4. representado pela equação:

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g),

sob pressão de 6,0atm e constituído por 0,4 mol de SO2, 1,6 mol de O2 e 2,0 mol de SO3. Determine o valor da constante de equilíbrio do sistema em termos de pressões parciais.

Solução: `

Numa mistura gasosa, a pressão parcial de um gás é proporcional ao seu número de mol. O número total de mol na mistura é:

n.° de mol de SO2 + n.° de mol de O2 + n.° de mol de SO3

0,4 + 1,6 + 2,0 = 4,0

Nas lâmpadas comuns, quando estão acesas, o 5. tungstênio do filamento sublima, depositando-se na superfície interna do bulbo. Nas chamadas “lâm-padas halógenas”, existe, em seu interior, iodo para diminuir a deposição de tungstênio. Estas, quando acesas, apresentam uma reação de equilíbrio que pode ser representada por:

1W(s) + 3I2(g) WI6(g)

Na superfície do filamento (região de temperatura elevada), o equilíbrio está deslocado para a esquerda. Próximo à superfície do bulbo (região mais fria), o equilíbrio está deslocado para a direita.

Escreva a expressão para a constante de equilíbrio.a)

A formação de WIb) 6(g), a partir dos elementos conforme a equação acima, é exotérmica ou endotérmica? Justifique a resposta.

Solução: `

a) 1W(s) + 3I2(g) WI6(g)

Kc = [ WI6 ]

[ I ] 2

e Kp = pWI6

( pI )2

b) De acordo com o texto: uma diminuição da tem-peratura desloca o equilíbrio no sentido da reação direta e uma elevação de temperatura, no sentido da reação inversa.

1W(s) + 3I2(g) abaixamento da temperatura

elevação da temperatura WI6(g)

De acordo com o Princípio de Le Châtelier, a dimi-nuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica.

Como a diminuição da temperatura desloca o equilí-brio no sentido da formação do WI6(g), esta formação é exotérmica (Δ H < 0).


10 EM

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021

O que acontece com a constante do equilíbrio6.

2SO2(g)+ O2(g) 2SO3(g) ΗH < 0

quando:

se aumenta a concentração do dióxido de enxofre a) (SO2)?

se aumenta a pressão do sistema?b)

se aumenta a temperatura?c)

Solução: `

se a concentração de SOa) 2 aumentar, o equilíbrio se deslocará para a direita, fazendo aumentar a con-centração de SO3 e diminuir a concentração de O2. Vamos analisar essas alterações na expressão da constante de equilíbrio:

[SO3]2

aumentou

[SO2] . [O2]Kc =

aumentou diminuiu

Como uma alteração neutraliza a outra, o valor de Kc não será alterado.

Kb) c também não se altera, pois depende apenas da temperatura.

Como o c) ΔH é menor que zero, a reação direta é exotérmica:

2SO2(g)+ O2(g) reação exotérmica

reação endotérmica 2SO3(g)

[SO3]2

[SO2]2 . [O2]

Kc =

Portanto, se aumentarmos a temperatura, o equilíbrio será deslocado para a esquerda (sentido da reação endotérmica), acarretando diminuição da concentração [SO3]. Como Kc é diretamente proporcional a [SO3], seu valor diminuirá.

(UFV) O equilíbrio de qualquer sistema reativo é de 7. natureza dinâmica, isto é, não existem reações 100% quantitativas. Por outro lado, conhecida a reação e apli-cando o Princípio de Le Châtelier, poderíamos deslocar a condição de equilíbrio do lado das espécies químicas mais desejáveis.

A adição de HNO3 concentrado sobre cobre metálico produz o gás NO2, que, quando recolhido e fechado numa ampola, dimeriza-se de tal forma a apresentar o seguinte equilíbrio:

2NO2(g) N2O4(g)

alaranjado incolor

Quando a ampola é resfriada num banho com gelo a) picado, a cor alaranjada tende a desaparecer. Com base nessa experiência, escreva a reação no senti-do em que é deslocada, indicando se é endotérmi-ca ( ΗH > 0) ou exotérmica ( ΗH < 0) .

Imagine que nosso sistema seja transferido para b) uma outra ampola (inicialmente com vácuo) de ca-pacidade maior, na mesma temperatura. Escreva a reação indicando o sentido em que é deslocada e a sua cor predominante. Justifique, também, a inten-sidade dessa cor.

Escreva a expressão da constante de equilíbrio da c) reação proposta anteriormente, em termos das pressões parciais.

Solução: `

Um aumento de temperatura favorece a reação endotér-mica, enquanto uma diminuição favorece a exotérmica. A partir disso, temos:

a) como a cor alaranjada tende a desaparecer quando a ampola é resfriada, o equilíbrio está se deslocando para a direita, pois a concentração de NO2 (alaranjado) dimi-nui, favorecendo a formação de N2O4. Assim, a reação direta foi favorecida por um abaixamento de temperatura, sendo, pois, exotérmica:

2NO2

exotérmica

endotérmica N2O4

b) se há um aumento de volume, temos uma diminuição de pressão, fazendo com que o equilíbrio se desloque no sentido do maior número de mol, ou seja, nesse caso, para a esquerda:

2NO2(g) N2O4(g)

2V 1V

Devido à maior formação de NO2(g), a cor alaranjada tende a se intensificar.

c) Kp =PN2

O4

(PNO2 ) 2

Os gráficos abaixo, todos na mesma escala, indicam as 8. concentrações molares dos reagentes e produtos em função do tempo numa reação genérica A B.

Em relação às condições da reação do gráfico I, que modificações devem ter sido feitas para a obtenção dos gráficos II e III? A reação no sentido direto (A B) é endotérmica ou exotérmica?


11EM

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021

(Elite) Escreva a expressão da constante de equilíbrio em 1. termos de concentração (Kc) dos seguintes equilíbrios:

a)

b)

c)

(Cesgranrio) O gráfico seguinte refere-se ao sistema 2. químico ao qual se aplica o Princípio de Le Châtelier.

Analise o gráfico e indique a opção correta:

A adição de Ia) 2(g) em t1 aumentou a concentração de HI(g).

A adição de Hb) 2(g) em t2 aumentou a concentração de I2(g).

A adição de Hc) 2(g) em t2 levou o sistema ao equilíbrio.

A adição de Hd) 2(g) em t1 aumentou a concentração de HI(g).

A adição de HIe) (g) em t2 alterou o equilíbrio do sis-tema.

A seguir são apresentados a equação química da sín-3. tese da amônia na indústria, a relação da constante de

[ ] mol . L–1 (I)

[A]

[B]

tempo

[ ] mol . L–1 (II)

[A]

[B]

tempo[ ] mol . L–1 (III)

[A]

[B]

tempo

Solução ` :

No gráfico II, o equilíbrio foi estabelecido num tempo menor que no I e [A] e [B] não foram alteradas; portanto, não houve deslocamento de equilíbrio. Isso indica que a reação referente ao gráfico II ocorreu na presença de catalisador.

No gráfico III, o equilíbrio também foi estabelecido em tempo menor, mas, como [A] e [B] foram alteradas, a reação ocorreu numa temperatura mais alta que em (I).

Como a elevação da temperatura aumentou [B], o equi-líbrio foi deslocado para a direita ( ); portanto, a reação é endotérmica.

A B ΔH > 0

Refrigerantes possuem grandes quantidades de gás 9. carbônico dissolvido.

A equação abaixo representa, simplificadamente, o equilíbrio envolvendo esse gás em solução aquosa.

1CO2(g) + 2H2O(l) 1HCO3(aq)1– + 1H3O(aq)

1+

A dissolução de gases em líquidos é favorecida pelo aumento da pressão e pela diminuição da temperatura. Por outro lado, a concentração de íons hidrogênio no estômago é elevada.

À luz desses fatos, explique a eructação (arroto) provocada pela ingestão do refrigerante.

Solução: `

Considerando o equilíbrio que envolve o gás carbô-nico em solução aquosa:

1CO2(g) + 2H2O(l) 1HCO3(aq)1– + 1H3O(aq)

1+

Quando o refrigerante é ingerido, a elevada concen-

tração de íons H3O(aq)1+ no estômago provoca o des-

locamento do equilíbrio para a esquerda, aumentando a quantidade de gás carbônico, CO2(g), desprendido e causando o arroto. Esse desprendimento ainda é favorecido pela diminuição da pressão e pelo aumento da temperatura.

O CO • 2(g) é engarrafado nos refrigerantes sob alta pressão. Quando o líquido é ingerido, a pressão di-minui o suficiente para provocar o escape do gás.

A maior temperatura do organismo em relação •ao refrigerante, em geral consumido gelado, também provoca uma diminuição na solubilidade do CO2(g).


12 EM

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021

equilíbrio (Kc) e os seus valores determinados experi-mentalmente. Analise esses dados.

Temperatura (ºC) Kc (L/mol)2

25 5,0 . 108

500 6,0 . 10–2

1 000 2,4 . 10–3

Julgue os itens a seguir, colocando V para verdadeiro e F para falso.

Na reação em questão, os reagentes não são total-a) mente transformados em amônia.

No estado de equilíbrio, em um sistema fechado, b) estão presentes a amônia (NH3) ou os gases hidro-gênio (H2) e nitrogênio (N2).

Analisando os valores de Kc) c da tabela, conclui-se que o rendimento da reação na indústria será maior na temperatura de 25ºC do que na temperatura de 1 000ºC.

A uma mesma temperatura, o aumento na concen-d) tração dos gases hidrogênio (H2) e nitrogênio (N2) alterará a concentração da amônia (NH3) no novo estado de equilíbrio sem alterar o valor de Kc.

(UFRJ) O gráfico ao lado representa alterações na 4. concentração das espécies N2, H2 e NH3, que estão em equilíbrio no instante t0, sob pressão e temperatura constantes. Analise o gráfico e responda:

Que substância foi adicionada ao sistema em ta) 1?

Que variação sofre a constante de equilíbrio (Kb) c) quando variam as concentrações em t2?

Como variam as concentrações de Nc) 2 e H2 em t3?

Como variam as concentrações de NHd) 3 e de H2 em t4, quando N2 é retirado?

Considere as seguintes afirmações sobre equilíbrios 5. químicos:

As velocidades das reações opostas são iguais.I.

No equilíbrio não existem reações químicas.II.

As concentrações dos participantes são iguais entre si.III.

As concentrações dos participantes são constantes IV. ao longo do tempo.

Estão corretas somente as afirmativas:

I e II.a)

I e III.b)

I e IV.c)

II e III.d)

III e IV.e)

A expressão de equilíbrio do processo 6. pode ser dada por:

a)

b)

c)

d)

e)

No processo reversível 7. admita que a constante de equilíbrio seja igual a 4, em uma dada temperatura.

Sabendo que a concentração de N2O4 vale 0,5 mol/L, a concentração de NO2 valerá:

2a) mol/L

2 mol/Lb)

2,5 mol/Lc)

3 mol/Ld)

3,5 mol/Le)

Escreva a expressão da constante de equilíbrio (K8. c) para as seguintes reações genéricas de equilíbrios homogêneos:

a)

b)

Considere o processo 9. .

No equilíbrio, uma análise revela:


13EM

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021

O aumento da temperatura do sistema diminui a d) quantidade de amônia produzida.

A constante de equilíbrio da reação expressa, em ter-e) mos de pressões parciais, Kp, é dada pela expressão:

(Cesgranrio) Assinale a opção que apresenta o gráfico 15. que relaciona, qualitativamente, o efeito da temperatura (T) sobre a constante de equilíbrio (K) de uma reação endotérmica.

a)

b)

c)

d)

e)

O hidrogênio molecular pode ser obtido industrialmente 16. pelo tratamento do metano com vapor de água. O pro-cesso envolve a seguinte reação endotérmica:

Com relação ao sistema em equilíbrio, pode-se afirmar corretamente que:

a presença de um catalisador afeta a composição a) da mistura.

a presença de um catalisador afeta a constante de b) equilíbrio.

Determine o valor da constante de equilíbrio (Kc) na temperatura do processo.

Um equilíbrio homogêneo possui, a 25ºC, uma 10. constante Kc = 10. A equação química é dada por

. No equilíbrio tem-se:

Determine [D].

(Cesgranrio) Considere a reação: 11. 1

22H OH H O+ − →+ ←

em equilíbrio, a 25ºC. Sabendo que, para a reação H+ + OH– → H2O, a velocidade é v1 = 1 . 10-11[H+][OH–] e para a reação H2O → H+ + OH–, a velocidade é v2 = 2 . 10-5[H2O], a constante em equilíbrio, a 25ºC, será:

5,0 . 10a) -10

5,0 . 10b) -5

5,0 . 10c) 5

5,0 . 10d) 10

5,0 . 10e) 15

Em determinadas condições de temperatura e pressão, 12. existem 0,5mol/L de N2O4 em equilíbrio com2 mols/L de NO2, segundo a equação . Qual o valor da constante (Kc) desse equilíbrio nas condições da experiência?

No sistema 13. a relação é igual a:

RTa)

(RT)b) –1

(RT)c) 2

(RT)d) –2

(RT)e) 3

Considere a reação de equilíbrio 14. , na qual a formação da amônia é acompanhada de des-prendimento de calor. Com respeito a essa reação, realiza-da em um recipiente fechado de volume constante, a uma dada temperatura, são feitas as afirmações a seguir.Assinale a afirmação incorreta.

A formação de amônia leva à diminuição da pres-a) são inicial reinante dentro do recipiente.

Se a pressão parcial de Hb) 2 for aumentada, a quanti-dade de NH3 produzida aumenta.

A adição de um catalisador ao sistema aumenta o c) valor da constante de equilíbrio da reação.


14 EM

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021

o aumento da pressão diminui a quantidade de CHc) 4(g).

o aumento da temperatura afeta a constante de d) equilíbrio.

o aumento da temperatura diminui a quantidade e) de CO2(g).

O equilíbrio químico: 17. pode ser deslocado para a direita:

aumentando-se a temperatura, sob a pressão a) constante.

aumentando-se a pressão, sob temperatura constante;b)

removendo-se o ABc) (g) formado.

diminuindo-se a pressão, sob temperatura constante.d)

introduzindo-se um catalisador.e)

Considere o sistema em equilíbrio:18.

Aumentando a pressão desse sistema:

o equilíbrio se deslocará para a direita.a)

o equilíbrio se deslocará para a esquerda.b)

o equilíbrio não será influenciado.c)

aumentará a concentração de Od) 2.

diminuirá a concentração de He) 2O.

Considere o sistema em equilíbrio:19.

Aumentando a pressão total, a alternativa correta é:

a massa total do sistema diminuirá.a)

a quantidade de oxigênio no sistema aumentará.b)

a quantidade de água no sistema aumentará.c)

a quantidade de hidrogênio no sistema aumentará.d)

o número total de moléculas no sistema permane-e) cerá constante.

(Elite) Um químico deseja alcançar o equilíbrio 1. a partir de 3,0 mol de gás NO2,

em um recipiente de 4 . Chamando de n a quantidade de mols de N2O4 que se forma no equilíbrio, determine a concentração molar de cada gás no equilíbrio, em função de n.

(Elite) Escreva a expressão da Lei da Ação das Massas 2. para os equilíbrios homogêneos:

a)

b)

c)

Dado o equilíbrio genérico 3. , deter-mine a constante de equilíbrio, considerando os dados abaixo:

[A] = 2mol/L

[B] = 1mol/L

[C] = 1mol/L

[D] = 0,5mol/L

Admita que o equilíbrio 4. apresente Kc = 0,1.

Sabendo que no equilíbrio há 0,2 mol/L de H2 e 0,5 mol de N2, determine a concentração de amônia.

A uma dada temperatura, um recipiente de paredes 5. rígidas, com volume de 2,0L, contém o equilíbrio:

Determine a constante de equilíbrio desse processo, sabendo que o recipiente contém 32g de cada gás.

Um balão de vidro possui um volume constante de 5L 6. e encerra o equilíbrio . Na tem-peratura do processo, sabe-se que o valor da constante de equilíbrio é igual a 0,1.

Admitido que as concentrações molares das espécies HI e I2 sejam, respectivamente, iguais a 1,0M e 0,2M, determine a massa do gás hidrogênio presente no equilíbrio (dada a massa atômica: H = 1).

O diagrama a seguir representa as condições do equi-7. líbrio realizado a uma certa temperatura.

Utilizando as informações do diagrama, determine o valor da constante de equilíbrio.

A uma dada temperatura, o equilíbrio 8. pode ser representado pelo

diagrama.


15EM

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021

Utilizando as informações do diagrama, determine o valor da constante de equilíbrio.

(UFRJ) Em um recipiente de um litro foi adicionado um 9. mol de uma substância gasosa A, que imediatamente passou a sofrer uma reação de decomposição. As con-centrações molares de A foram medidas em diversos momentos e verificou-se que, a partir do décimo minuto, a sua concentração se tornava constante, conforme os dados registrados no gráfico a seguir:

A decomposição de A ocorre segundo a equação:

Determine a velocidade média de decomposição a) de A durante os primeiros quatro minutos.

Calcule a constante de equilíbrio Kb) c.

(Elite) A reação para quando o equilíbrio é estabelecido?10.

Observe a reação:11.

.

Explique esse equilíbrio.

A uma certa temperatura, 2 mols de NH12. 3 estão a 20% dissociados em N2 e H2.

Sabendo que o volume do recipiente é igual a 5L, determine o valor de Kc para o equilíbrio .

A temperatura ambiente, o NO13. 2, gás castanho-averme-lhado, está sempre em equilíbrio com o seu dímero, o

N2O4, gás incolor. Dois tubos fechados foram preparados com a mesma coloração inicial. Um deles foi mergulhado em banho de gelo + água e o outro em água 80 ºC. O tubo frio se tornou incolor e o quente assumiu uma coloração castanho-avermelhada mais intensa.

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

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

(UFRJ) Uma das causas de incêndios em florestas é 14. a combustão espontânea dos compostos orgânicos, genericamente representada pela equação abaixo:

Observe que o deslocamento do ponto de equilíbrio da reação pode tornar a combustão mais intensa. Dois fatores, entre outros, que podem contribuir para tal fato são:

O aumento da pressão parcial do OI. 2(g).

A baixa umidade relativa do ar em dias quentes.II.

Explique por que esses fatores deslocam o equilíbrio da equação no sentido da combustão.

Considere a reação representada pela equação:15.

Assinale a alternativa que não apresenta fatores que aumentam a velocidade da reação direta.

Aumento da concentração do oxigênio.a)

Diluição do sistema.b)

Elevação da temperatura.c)

Presença de um catalisador.d)

Pulverização do carbono.e)

(Cesgranrio) Considere o equilíbrio16.

e as seguintes afirmativas:

Um aumento da pressão sobre o sistema desloca o I. equilíbrio no sentido (1).

Aumentando-se a pressão sobre o sistema, as con-II. centrações de N2 e O2 diminuem.

Diminuindo-se a pressão sobre o sistema, o equilí-III. brio é deslocado no sentido (1).

Diminuindo-se a pressão sobre o sistema, dimi-IV. nuem as concentrações de N2 e O2.

Estão corretas:

apenas I e II.a)

apenas I e III.b)


16 EM

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apenas II e III.c)

apenas II e IV.d)

apenas III e IV.e)

(Cesgranrio) O sistema representado pela equação 17. estava em equilíbrio. No entanto, esse

estado de equilíbrio foi alterado bruscamente pela adi-ção da substância G. Sabendo que o sistema reage no sentido de restabelecer o equilíbrio, assinale o gráfico que melhor representa as modificações ocorridas ao longo do processo descrito.

a)

b)

c)

d)

e)

O metanol (CH18. 3OH) é um combustível alternativo que pode ser produzido, em condições adequadas, a partir do gás de água, de acordo com a reação:

Para aumentar a produção do metanol, uma das modificações abaixo pode ser aplicada, exceto:

a retirada do metano.a)

a adição do hidrogênio.b)

a diminuição da temperatura.c)

a adição de um catalisador.d)

o aumento de pressão total.e)

(Cesgranrio) Em um sistema em equilíbrio, a 25ºC, as contra-19. ções de NOCI(g), NO(g) e CI2(g) são, respectivamente, iguais a 5M, 5 . 10-1M e 2M. Calcule a constante de equilíbrio Kc, a 25ºC, para a reação .

(PUC-RJ) O gráfico mostra a variação das concentrações 20. de H2, I2 e HI, durante a reação de 1 mol de H2 com 1mol de I2, num balão de 1L, a uma temperatura de 100ºC, em função do tempo. A equação da reação é:

Qual é a constante de equilíbrio dessa reação?

O equilíbrio químico 21. tem constante em termos de pressões parciais, Kp, expressa pela relação:

a)

b)

c)

d)

e)


17EM

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O gráfico abaixo ilustra a variação da concentração, 22. no equilíbrio, de um determinado produto X de uma reação química, com as variações de pressão e temperatura. Reagentes e produtos são todos ga-sosos. Do exposto e da análise do gráfico, pode-se concluir que:

300°C

400°C

500°C

500°C

a reação, na direção da produção de X, é endotér-a) mica.

o aumento da pressão faz o equilíbrio deslocar-se b) na direção das reagentes.

na equação química balanceada, o número total de c) mols dos produtos é menor que o de reagentes.

sob temperaturas suficientemente baixas, poderia d) ser obtido 100% de X.

a adição de um catalisador aumentaria a concen-e) tração de X, em qualquer temperatura.


18 EM

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1.

=2

2c 2

2

[NO ]K

[NO] [O ]a)

=

23 2

c5

[PC ] [C ]K

[PC ]b)

=

2 22 2

c 42

[H O] [C ]K

[HC ] [O ]c)

D2.

3.

Va)

Fb)

Vc)

Vd)

Considerando que, quando ocorre a adição de qualquer 4. participante do equilíbrio, há um aumento brusco em sua concentração ( )↑ nesse instante e que sua concentração diminui gradativamente até atingir uma nova situação

de equilíbrio, demonstrada graficamente por uma reta paralela à abscissa.

No instante ta) 1 ocorreu um aumento brusco na con-centração do N2.

A variação de concentração não altera a constante b) de equilíbrio (Kc).

No instante tc) 3 ocorreu um aumento brusco na con-centração de NH3, o que provocou um deslocamento do equilíbrio para a esquerda: 2 2 3N 3H 2NH→+ ← fazendo com que as concentrações de N2 e H2 au-mentassem.

Se o Nd) 2 for retirado no instante t4, o equilíbrio se desloca para a esquerda e, com isso, a concentra-ção NH3 diminui e a de H2 aumenta.

C5.

E6.

A7.

8.

=4

c 2 3

[C].[D]K

[A] .[B]a)

=2

c

[Y] .[M]K

[X]b)


19EM

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9.

10.

E11.

N12. 2O4 2NO2

2

C

2K 8

0,5= =

B13.

C14.

B15.

D16.

C17.

A18.

C19.

1.

2NO2 N2O4

Quantidade (inicial) 3 mol 0

Forma -- n

Reagem(esta linha obedece aos coeficientes)

2n --

No equilíbrio 3 – 2n n

Logo, no equilíbrio, temos quantidade de mols

[gás]volume do recipiente

=

2

2 4

2 2 4

(3 2n)mol 3 2n 3 2n[NO ] mol/L ou M

4L 4 4n n

[N O ] mol/L ou M4 4

3 2n nResposta: [NO ] M e [N O ] M

4 4

− − −= =

=

−= =

2.

=2

c2 2

[NO]K

[N ][O ]a)

=

2

c 22

[NOC ]K

[C ][NO]b)

2

c2 2

[HBr]K

[Br ][H ]=c)

3.

a)

4.

5.

1 mol SO2 _____ 64g

x _____ 32g

=

=

0,5 molx

2x 0,25 mol / L

1 mol O2 _____ 32g

1 mol SO3 _____ 80g

z _____ 32g

0,4 molz=

2z=0,2 mol/L


20 EM

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6.

7.

8.

9.

Dn 1-0,4 0,6v= = = =0,15 mol/L.min

Dt 4 4a)

b)

2A – B + CInício 1 - -

Reage 0,8 0,4 0,4

Equilíbrio 0,2 0,4 0,4

c 20,4 0,4 0,16K 4

0,04(0,2)

⋅= = =

Não, na verdade, são duas reações opostas que ocorrem 10. com a mesma velocidade.

O cloreto de cobalto é um sal que muda de cor de 11. acordo com a umidade do ar. Em dias úmidos, o vapor da água desloca o equilíbrio para a direita, de modo que o sal fique rosa. Em dias secos, há perda de água e o equilíbrio desloca-se para a esquerda. Assim, o sal fica azul.

A questão fornece o grau de equilíbrio, ou seja, a por-12. centagem de mols de NH3 que reage:

Reagem: 20% de 2 mol = 0,2(2 mol) = 0,4 mol •

Restam no equilíbrio: 2 – 0,4 = 1,6 mol •

Construindo a tabela, temos:

2NH3 N2 3H2

Início 2 mols 0 0

Reagem 0,4 mol -- --

Formam (esta linha obedece aos coefi-cientes 2 : 1 : 3

-- 0,2 mol 0,6 mol

No equilíbrio 2 – 0,4 = 1,6 mol

0,2 mol 0,6 mol

Concentração no equilíbrio (V = 5L)

1,6 mol/5L 0,2 mol/5L 0,6 mol/5L

Importante: não se esqueça de dividir a quantidade de mols pelo volume do sistema.

A constante do equilíbrio é, então, dada pela expressão:

13.

Exotérmica.a)

0°C.b)

De acordo com o Princípio de Le Châtelier, ao mexer 14. em um lado do sistema, o equilíbrio se deslocará para o lado oposto. Tratando-se de uma reação exotérmica, a baixa umidade favorece a combustão.

B15.

A16.

D17.

D18.

19.

20. 2

c2 2

2

c 2

c

[Hl]K

[H ][l ]

[1,2]K

[0,4]K 9

=

=

=

C 21.

C22.


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QUÍMICA · 2013-09-24 · pantes é um gás, a constante de equilíbrio pode ser expressa em termos de pressões parciais dos gases envolvidos e, nesse caso, será representada por