282213204 Questao Equilibrio (1)

Equilíbiro Químico!!! PARTE 1 1. (Uepa 2014) Uma dona de casa, tomando os devidos cuidados para a higienização dos alimentos, após laválos, coloca as frutas, verduras e legumes dentro de um recipiente que contém 2L de água e 20mL de solução de hipoclorito de sódio a 2% conhecida, genericamente, como água sanitária. A seguir, a equação mostra o equilíbrio iônico em solução:

H2 (g) + I2 (g) € 2HI (g), ao qual se aplica o princípio de Le Chatelier.

Cl O(aq)  H2O( l ) € HCl O(aq)  OH(aq) Com base nas informações, avalie as afirmações abaixo: I. Se a concentração de [OH ] for igual a 0,01 molar o pH da solução será igual a 2. II. Se a concentração de [OH ] for igual a 0,001 molar, o pOH da solução será igual a 11. III. O valor do Ka do ácido é igual a 4  10 8 e Kw é 14

1 10 , o valor de Kb é 2,5  107. IV. A expressão da constante de equilíbrio da solução é K eq 

[OH ] [Cl O ] . [HCl O]

V. Se for adicionado mais

[OH ]

concentração do hipoclorito livre (Cl O

a solução, a 

(aq) )

aumenta.

A alternativa que contém todas as afirmativas corretas é: a) I e V b) II e III c) III e IV d) II e V e) III e V 2. (Fuvest) No sistema em equilíbrio 2NO(g) + O2(g) € 2NO2(g) ∆H = - 27 kcal a quantidade de NO2 aumenta com a a) adição de um catalisador. b) diminuição da concentração de O2. c) diminuição da temperatura. d) diminuição da pressão. e) introdução de um gás inerte. 3. (Cesgranrio) Assinale a opção que apresenta o gráfico que se relaciona, qualitativamente, o efeito da temperatura (T) sobre a constante de equilíbrio (k) de uma reação endotérmica:

Analise o gráfico e assinale a opção CORRETA: a) A adição de I2(g) em t1 aumentou a concentração de HI(g). b) A adição de H2(g) em t2 aumentou a concentração de I2(g). c) A adição de H2(g) em t2 levou o sistema ao equilíbrio. d) A adição de H2(g) em t1 aumentou a concentração de HI(g). e) A adição de HI(g) em t2 alterou o equilíbrio do sistema. 5. (Fei) Um dos processos industriais de obtenção do gás hidrogênio é representado a seguir: 3 Fe(s) + 4H2O(g) € Fe3O4(s) + 4H2(g) (∆H>0) A 300°C, coloca-se 5 moles de Fe e 10 moles de vapor d'água. Ao se atingir o equilíbrio, observa-se a presença de 6 moles de vapor d'água. A constante de equilíbrio Kc, para a temperatura dada, vale aproximadamente: a) 0,20 b) 1,00 c) 2,00 d) 6,50 e) 3,05 6. (Ufmg) Considere o sistema em equilíbrio descrito pela equação: N2(g) + 2 O2(g) € 2 NO2(g); ∆H = 179,7 kJ Em relação a esse sistema, todas as alternativas estão corretas, EXCETO a) A diminuição da pressão favorece a formação de dióxido de nitrogênio. b) A formação de oxigênio é simultânea à de dióxido de nitrogênio. c) A reação é lenta à temperatura ambiente. d) A retirada do dióxido de nitrogênio formado favorece sua produção. e) O aumento da velocidade de uma das reações altera as concentrações de equilíbrio.

7. (Fuvest) A altas temperaturas, N2 reage com O2 produzindo NO, um poluente atmosférico: N2(g) + O2(g) € 2NO(g) À temperatura de 2000 kelvins, a constante do equilíbrio acima é igual a 4,0 x 10-4. Nesta temperatura, se as 4. (Cesgranrio) O gráfico a seguir refere-se ao sistema concentrações de equilíbrio de N2 e O2 forem, químico respectivamente, 4,0 x 10-3 e 1,0x10-3mol/L, qual será a Prof. Welfilé Página 1 de 24

Equilíbiro Químico!!! de NO? a) 1,6 x 10-9 mol/L. b) 4,0 x 10-9 mol/L. c) 1,0 x 10-5 mol/L. d) 4,0 x 10-5 mol/L. e) 1,6 x 10-4 mol/L.

III. Se for adicionado mais monóxido de carbono CO g ao meio reacional, o equilíbrio será



8. (Uem 2014) A uma determinada temperatura, foram colocados, em um recipiente fechado de capacidade 5 litros, 2 mols de N2(g) e 4 mols de H2(g). Após certo tempo, verificou-se que o sistema havia entrado em equilíbrio e que havia se formado 1,5 mol de NH 3(g). Com relação a esse experimento, assinale o que for correto. 01) A constante de equilíbrio KC é aproximadamente 0,34 (mol/litro)–2. 02) Se dobrarmos os valores das quantidades iniciais (em mols) dos gases N2(g) e H2(g), a constante de equilíbrio também dobra de valor. 04) No equilíbrio, restou 1,75 mol de H2(g). 08) A concentração em quantidade de matéria do N 2(g), no equilíbrio, é 0,25 mol/litro. 16) O grau de equilíbrio de reação em relação ao gás nitrogênio é 37,5 %. 9. (Mackenzie 2014) Considere o processo representado pela transformação reversível equacionada abaixo. A 2(g)  B2(g) € 2 AB(g)

ΔH  0

Inicialmente, foram colocados em um frasco com volume de 10 L, 1 mol de cada um dos reagentes. Após atingir o equilíbrio, a uma determinada temperatura T, verificou-se experimentalmente que a concentração da espécie AB (g) era de 0,10 mol/L. São feitas as seguintes afirmações, a respeito do processo acima descrito. I. A constante KC para esse processo, calculada a uma dada temperatura T, é 4. II. A concentração da espécie A2(g) no equilíbrio é de 0,05 mol/L. III. Um aumento de temperatura faria com que o equilíbrio do processo fosse deslocado no sentido da reação direta. Assim, pode-se confirmar que a) é correta somente a afirmação I. b) são corretas somente as afirmações I e II. c) são corretas somente as afirmações I e III. d) são corretas somente as afirmações II e III. e) são corretas as afirmações I, II e III. 10. (Espcex (Aman) 2013) Considere a seguinte reação química em equilíbrio num sistema fechado a uma temperatura constante: 1H2O g  1C s   31,4 kcal € 1CO g  1H2 g A respeito dessa reação, são feitas as seguintes afirmações: I. A reação direta trata-se de um processo exotérmico; II. O denominador da expressão da constante de equilíbrio em termos de concentração molar  K c  é igual a  H2O  C ;



deslocado para a esquerda, no sentido dos reagentes; IV. O aumento na pressão total sobre esse sistema não provoca deslocamento de equilíbrio. Das afirmações feitas, utilizando os dados acima, está(ão) correta(s): a) Todas. b) apenas I e II. c) apenas II e IV. d) apenas III. e) apenas IV. 11. (Mackenzie 2013) Sob condições adequadas de temperatura e pressão, ocorre a formação do gás amônia. Assim, em um recipiente de capacidade igual a 10 L, foram colocados 5 mol de gás hidrogênio junto com 2 mol de gás nitrogênio. Ao ser atingido o equilíbrio químico, verificou-se que a concentração do gás amônia produzido era de 0,3 mol/L. Dessa forma, o valor da constante de equilíbrio (KC) é igual a a) 1,80 104 b) 3,00 102 c) 6,00 101 d) 3,60 101 e) 1,44 10 4 12. (Uem 2013) Analise os seguintes sistemas em equilíbrio e assinale o que for correto. I. C  s   H2O  g  ƒ CO  g   H2  g 

II. H2  g  Br2  g  ƒ 2HBr  g  01) No sistema I, tem-se uma reação de equilíbrio químico heterogêneo. 02) Um aumento da pressão do sistema II não altera a condição de equilíbrio da reação. 04) Se um aumento da temperatura do sistema I desloca a reação no sentido de formação de CO e H 2, a reação no sentido direto é endotérmica. 08) Para deslocar o equilíbrio no sentido da produção de CO e H2, podemos adicionar carvão ao sistema. 16) Devido a todos os componentes do sistema II serem gasosos, o Kp para essa reação é independente da temperatura. 13. (Fatec 2013) A produção de alimentos para a população mundial necessita de quantidades de fertilizantes em grande escala, sendo que muitos deles se podem obter a partir do amoníaco. Fritz Haber (1868-1934), na procura de soluções para a otimização do processo, descobre o efeito do ferro como catalisador, baixando a energia de ativação da reação. Carl Bosch (1874-1940), engenheiro químico e colega de Haber, trabalhando nos limites da tecnologia no início do século XX, desenha o processo industrial catalítico de altas pressões e altas temperaturas, ainda hoje utilizado como único meio de produção de amoníaco e conhecido por processo de Haber-Bosch. Controlar as condições que afetam os diferentes equilíbrios que constituem o processo de formação

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Equilíbiro Químico!!! destes e de outros produtos, otimizando a sua rentabilidade, é um dos objetivos da Ciência/Química e da Tecnologia para o desenvolvimento da sociedade. (nautilus.fis.uc.pt/spf/DTE/pdfs/fisica_quimica_a_11_hom ol.pdf Acesso em: 28.09.2012.) Considere a reação de formação da amônia N2  g  3H2  g 2NH3  g  e o gráfico, que mostra a influência conjunta da pressão e da temperatura no seu rendimento.

A análise do gráfico permite concluir, corretamente, que a) a reação de formação da amônia é endotérmica. b) o rendimento da reação, a 300 atm, é maior a 600°C. c) a constante de equilíbrio ( K c ) não depende da temperatura. d) a constante de equilíbrio ( K c ) é maior a 400°C do que a 500°C. e) a reação de formação da amônia é favorecida pela diminuição da pressão. 14. (Pucrj 2013) O NO pode ser produzido, numa certa temperatura, como indicado na equação termoquímica abaixo: 4 NH3 g  5 O2 g €

4 NO g  6 H2O g

H  - 900 kJ

Sobre a reação, é correto afirmar que: a) ela é endotérmica na formação de NO e H2O. b) ela requer 900 kJ de energia na formação de 1 mol de NO. c) em temperaturas mais baixas aumenta o rendimento da formação de NO e H2O. d) ao alcançar o equilíbrio, a expressão da constante de equilíbrio, em função das pressões parciais, será K P = {[H2O] x [NO]} / {[O2] x [NH3]}. e) se trata de um equilíbrio heterogêneo. 15. (Ufsc 2013) A efervescência observada em comprimidos hidrossolúveis de vitamina C (ácido ascórbico) é provocada, principalmente, pela presença de bicarbonato de sódio. Quando dissolvido em água, uma fração dos íons bicarbonato reage para formar ácido carbônico (reação I), que se decompõe rapidamente para gerar CO2 gasoso (reação II), que é pouco solúvel e liberado a partir da solução na forma de pequenas bolhas de gás. As reações são:

Reação I: HCO3  H2O ƒ H2CO3  OH Reação II: H2CO3 ƒ H2O  CO2 g Considerando as informações acima, assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S). 01) Se o comprimido efervescente for dissolvido em meio ácido, haverá produção de maiores quantidades de ácido carbônico. 02) A efervescência será menos efetiva se o comprimido de vitamina C for dissolvido em água a 35°C do que a 25°C, já que em temperaturas maiores a solubilidade do CO2 aumenta. 04) O ácido carbônico é um ácido forte, que se dissocia parcialmente em água e apresenta dois hidrogênios ionizáveis. 08) Na reação I, o íon bicarbonato atua como base conjugada do ácido carbônico, ao passo que a água atua como ácido conjugado do íon hidróxido. 16) O íon bicarbonato possui caráter anfótero, pois pode se comportar como ácido ou base quando em solução aquosa. 32) A dissolução do comprimido efervescente em uma solução com pH maior que 8,0 favorecerá a dissociação do íon bicarbonato. 16. (Unimontes 2012) As equações I e II representam as reações do ânion hidrogenossulfito (HSO3  ) com a água. I. HSO3  (aq)  H2O( l ) € SO32 (aq)  H3O  (aq). II. HSO3  (aq)  H2O( l ) € H2SO3 (aq)  OH (aq). Em relação a essas reações, ácido-base, é INCORRETO afirmar que a) a adição do íon H3O+, em II, favorece a hidrólise do ânion hidrogenossulfito. b) a água, assim como o ânion hidrogenossulfito, apresenta caráter anfiprótico. c) o ânion HSO3  , em I, é uma base, e o ânion sulfito, SO32 , é seu ácido conjugado. d) os íons H3O+ e OH- são ácido e base conjugados da água, respectivamente. 17. (Ufsc 2012) Para a reação de obtenção do CH3CH2Br, têm-se as seguintes informações:

Expressão de equilíbrio:

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Equilíbiro Químico!!! Dados termodinâmicos (a 298 K): Keq=7,5 x 107 -1 H0 = -84,1 kJ mol Ea= 140 kJ mol-1

maçãs pode ser imitado adicionando-se acetato de etila, CH3COOCH2CH3, aos alimentos. O acetato de etila pode ser obtido a partir da reação de esterificação: CH3 COOH(aq)  HOCH2CH3(aq) ƒ

Com relação às informações acima, assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S). 01) O valor de Keq indica que a formação de CH 3CH2Br é favorecida. 02) Trata-se de uma reação de eliminação. 04) O valor de H sugere que a reação é endotérmica. 08) O fato da reação apresentar H  0 indica que a velocidade de obtenção do CH3CH2Br é alta. 16) O nome IUPAC da substância CH 3CH2Br é bromoetano. 32) Na molécula do eteno, há duas ligações sigma C–H. 18. (Ueg 2012) Considere um recipiente fechado contendo 1,2 mol de uma espécie química AB (g), a certa temperatura. Depois de certo tempo, verificou-se que AB(g) foi decomposto em A2(g) e B2(g) até atingir o equilíbrio químico, em que se constatou a presença de 0,45 mol de B2(g). O grau de dissociação, em porcentagem, de AB (g) nas condições apresentadas é igual a: a) 25 b) 50 c) 75 d) 90 19. (Uespi 2012) Um exemplo do impacto humano sobre o meio ambiente é o efeito da chuva ácida sobre a biodiversidade dos seres vivos. Os principais poluentes são ácidos fortes que provêm das atividades humanas. O nitrogênio e o oxigênio da atmosfera podem reagir para formar NO, mas a reação, mostrada abaixo, endotérmica, é espontânea somente a altas temperaturas, como nos motores de combustão interna dos automóveis e centrais elétricas: N2(g) + O2(g) ƒ 2 NO(g) Sabendo que as concentrações de N2 e O2 no equilíbrio acima, a 800 ºC, são iguais a 0,10 mol L −1 para ambos, calcule a concentração molar de NO no equilíbrio se K = 4,0 x 10−20 a 800 ºC. a) 6,0 x 10−7 b) 5,0 x 10−8 −9 c) 4,0 x 10 d) 3,0 x 10−10 e) 2,0 x 10−11 20. (Ita 2012) Considere uma amostra aquosa em equilíbrio a 60 °C, com pH de 6,5, a respeito da qual são feitas as seguintes afirmações: I. A amostra pode ser composta de água pura. II. A concentração molar de H3 O é igual à concentração de OH . III. O pH da amostra não varia com a temperatura. IV. A constante de ionização da amostra depende da temperatura. V. A amostra pode ser uma solução aquosa 0,1 mol L1 em H2CO3 , considerando que a constante de 7 .

dissociação do H2CO3 é da ordem de 110 Das afirmações acima está(ão) correta(s) apenas a) I, II e IV. b) I e III. c) II e IV. d) III e V. e) V.

CH3 COOCH2CH3(aq)  H2O( l )

Na temperatura de 25°C, o valor da constante de equilíbrio, Kc é 4,0. Marque verdadeira (V) ou falsa (F) nas seguintes afirmações: ( ) A adição de acetato de etila aumenta a K c. ( ) A adição de um catalisador diminui a Kc. ( ) A adição de acetato de etila desloca o equilíbrio no sentido de formação dos reagentes. ( ) A adição de ácido acético não desloca o equilíbrio. ( ) A adição de ácido acético não altera a Kc. A sequência correta é a) F – F – V – F – V. b) V – V – F – F – V. c) F – V – V – V – F. d) V – F – F – F – V. e) F – V – F – V – F. 22. (Unioeste 2012) Na tabela abaixo são dadas as reações de ionização e os respectivos valores de pK a para alguns compostos aromáticos. reação

pK a

I.

4,19

II.

9,89

III.

0,38

IV.

4,58

Fonte: Solomons & Fryhle, Química Orgânica, vols. 1 e 2, 7ª edição. LTC.

Os compostos que apresentam a maior e a menor acidez são, respectivamente, a) I e III. b) II e III. 21. (Ufsm 2012) A maçã é apreciada pelos cantores, c) IV e I. pois ajuda na limpeza das cordas vocais. O aroma das d) III e II. Prof. Welfilé Página 4 de 24

Equilíbiro Químico!!! e) III e IV. 23. (Udesc 2012) Com relação às propriedades dos compostos pouco solúveis em equilíbrio com seus íons em solução aquosa, considere a seguinte reação: CaCO3(s)  CO2(g)  H2O( l ) ƒ

Ca2(aq)  2 HCO3 (aq)

Analise as proposições sobre o valor da constante de equilíbrio estimada e de todos os equilíbrios envolvidos. I. É possível dissolver o carbonato de cálcio sólido borbulhando dióxido de carbono gasoso à solução, pois o valor da constante de equilíbrio torna o processo favorável. II. Constantes de equilíbrio maiores que 1 tendem a favorecer a posição do equilíbrio para os produtos. III. Não é possível a dissolução completa do carbonato de cálcio sólido pela passagem de gás carbônico gasoso pela solução, como sugerido pelo baixo valor da constante de equilíbrio para a reação. IV. A adição de bicarbonato de sódio no sistema reacional vai causar um deslocamento do equilíbrio para a direita. V. A adição de CO2(g) ao sistema vai causar mais precipitação de carbonato de cálcio. VI. A remoção do dióxido de carbono dissolvido na solução vai aumentar a solubilidade do carbonato de cálcio. Assinale a alternativa correta. a) Somente as afirmativas I e IV são verdadeiras. b) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras. c) Somente as afirmativas II e V são verdadeiras. d) Somente as afirmativas III e V são verdadeiras. e) Somente as afirmativas II e VI são verdadeiras. 24. (Fuvest 2012) A isomerização catalítica de parafinas de cadeia não ramificada, produzindo seus isômeros ramificados, é um processo importante na indústria petroquímica. A uma determinada temperatura e pressão, na presença de um catalisador, o equilíbrio CH3 CH2 CH2CH3 (g) ƒ n-butano

(CH3 )2 CHCH3 (g) isobutano

é atingido após certo tempo, sendo a constante de equilíbrio igual a 2,5. Nesse processo, partindo exclusivamente de 70,0 g de n-butano, ao se atingir a situação de equilíbrio, x gramas de n-butano terão sido convertidos em isobutano. O valor de x é

TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO:

A nova Lei 11.705, que altera o Código de Trânsito Brasileiro, proíbe o consumo de praticamente qualquer quantidade de bebida alcoólica por condutores de veículos. A partir de agora, motoristas flagrados excedendo o limite de 0,2 g de álcool por litro de sangue pagarão multa de 957 reais, perderão a carteira de motorista por um ano e ainda terão o carro apreendido. Para alcançar o valor-limite, basta beber uma única lata de cerveja ou uma taça de vinho. Quem for apanhado pelos já famosos "bafômetros" com mais de 0,6 g de álcool por litro de sangue poderá ser preso. A equação iônica que representa a reação durante o teste do bafômetro (etilômetro) é: 2– Cr2O  8H  3C2H5OH  2Cr 3   3 CH3CHO  7H2O 7 26. (Uepa 2012) Sabendo-se que o pH do íon hidrônio é igual a 3 e a concentração dos outros íons e substâncias é de 1 molar, a constante K c da reação no teste do etilômetro é: a) 1 1024 b) 1 10 8 c) 1 10 3 d) 1 108 e) 1 1024 27. (Ueg 2011) O sangue humano é considerado um tecido complexo, e a sua capacidade tamponante depende de dois equilíbrios, como descrito a seguir. Equilíbrio 1 CO2  H2O € H2CO3

a) 10,0 b) 20,0 c) 25,0 d) 40,0 e) 50,0

Equilíbrio 2 H2CO3 € H  HCO3

25. (Uem-pas 2012) Em um reator fechado, mantido sob pressão de 6,0 atm, encontra-se o sistema gasoso em equilíbrio a 300 K: 2 SO2 g  1 O2 g € 2 SO3 g

As quantidades dos participantes no equilíbrio são: 1,0 mol de oxigênio, 2,0 mols de dióxido de enxofre e 3,0 mols de trióxido de enxofre. Assinale o que for correto. 01) O valor da constante de equilíbrio do sistema, em pressões parciais, a 300 K, é 2,25 atm –1. 14 K termos  2,13de  10 02)eqO valor da constante de equilíbrio irá mudar com a alteração da temperatura. 04) Na situação de equilíbrio, as reações direta e inversa param de ocorrer. 08) O valor da constante de equilíbrio, em termos de concentração, a 300 K, é de aproximadamente 55,4 L.mol–1. 16) A partir do instante em que o sistema atinge o estado de equilíbrio, as concentrações (em mol.L –1) dos participantes se igualam.

Sobre o sangue e o seu sistema tamponado, é CORRETO afirmar: a) distúrbios no sistema tamponante do sangue levam às condições de acidose com um pH alto e de alcalose com um pH baixo, deslocando o H2CO3 .

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Equilíbiro Químico!!! b) as hemácias, produzidas na medula óssea, são células especializadas no transporte de gás carbônico e, quando o CO2 perde água, o ácido carbônico é formado. c) quando o pH do sangue cai, devido à produção metabólica de H , o equilíbrio entre o bicarbonato e o ácido carbônico desloca-se mais em direção ao ácido carbônico. d) o sangue é um tecido constituído de plaquetas que participam ativamente da defesa do organismo e, quando o pH aumenta, maior quantidade de H é formado. 28. (Fuvest 2011) Em um funil encontram-se, em contato, volumes soluções: uma solução aquosa de I 2, 0,1 x 10-3 mol/L, e uma solução de concentração 1,0 x 10-3 moI/L.

de separação, iguais de duas de concentração I2 em CCℓ4, de

29. (Udesc 2011) Em um sistema fechado considere a seguinte reação química em equilíbrio e analise as proposições. FeO(s) + CO(g) ƒ

Fe(s) + CO2(g)

I. Aumentando a concentração de CO(g), o equilíbrio se desloca para a direita. II. Aumentando a concentração de CO (g), o equilíbrio não é alterado. III. Retirando CO(g), o equilíbrio se desloca para a esquerda. IV. À adição de CO2(g), o equilíbrio se desloca para a esquerda. V. A adição de uma substância desloca o equilíbrio no sentido que irá consumi-la. VI. O equilíbrio só se desloca no sentido da formação dos produtos. Assinale a alternativa correta. a) Somente as afirmativas I e VI são verdadeiras. b) Somente as afirmativas I, III, IV e VI são verdadeiras. c) Somente a afirmativa II é verdadeira. d) Somente as afirmativas I, III, IV e V são verdadeiras. e) Somente as afirmativas II, V e VI são verdadeiras. 30. (Uesc 2011)

Considere que o valor da constante Kc do equilíbrio I2  aq  ƒ

I2  CCl 4 

é igual a 100, à temperatura do experimento, para concentrações expressas em moI/L. Assim sendo, o que é correto afirmar a respeito do sistema descrito? a) Se o sistema for agitado, o I2 será extraído do CCℓ4 pela água, até que a concentração de I 2 em CCℓ4 se iguale a zero. b) Se o sistema for agitado, o I 2 será extraído da água pelo CCℓ4, até que a concentração de I 2 em água se iguale a zero. c) Mesmo se o sistema não for agitado, a concentração de I2 no CCℓ4 tenderá a aumentar e a de I 2, na água, tenderá a diminuir, até que se atinja um estado de equilíbrio. d) Mesmo se o sistema não for agitado, a concentração de I2 na água tenderá a aumentar e a de I 2, no CCℓ4, tenderá a diminuir, até que se atinja um estado de equilíbrio. e) Quer o sistema seja agitado ou não, ele já se encontra em equilíbrio e não haverá mudança nas concentrações de I2 nas duas fases.

O gráfico representa a variação da concentração de reagente e de produtos, durante a reação química representada pela equação química 2NO2  g ƒ 2NO  g  O2  g  , que ocorre no interior de um recipiente fechado, onde foi colocado inicialmente NO2 (g) , e após ter sido atingido o equilíbrio químico. A partir da análise desse gráfico, é correto afirmar: a) A concentração inicial de NO é 4,0 10 2 mol  L1 . b) A constante de equilíbrio, Keq, é igual a 2,0mol L1 .

c) A concentração de NO2  g , no estado de equilíbrio químico, é a metade da concentração de NO(g). d) O equilíbrio químico é inicialmente estabelecido no tempo X, representado no gráfico. e) A constante de equilíbrio, Keq, possui valores iguais quando o sistema atinge o tempo representado por Z e por Y, no diagrama. PARTE 2

1. (Uftm 2012) Em soluções aquosas de acetato de sódio, o íon acetato sofre hidrólise: Prof. Welfilé Página 6 de 24

Equilíbiro Químico!!! CH3 COO (aq)  H2O( l ) € CH3COOH (aq)  OH (aq) O hidróxido de magnésio é pouco solúvel em água: Mg(OH)2 (s) € Mg2 (aq)  2 OH (aq) Considere as seguintes afirmações: I. Solução aquosa de acetato de sódio tem pH acima de 7,0. II. Quando são adicionadas gotas de ácido clorídrico na solução de acetato de sódio, o equilíbrio da equação de hidrólise é deslocado para o lado da formação dos íons acetato. III. Quando se adiciona solução de nitrato de magnésio na solução de acetato de sódio, o equilíbrio da equação de hidrólise é deslocado para o lado da formação do ácido acético.

b) A solução aquosa apresenta pOH = 7,48.  6,52 mol / L. c) A solução aquosa apresenta  OH   10 d) Nas condições abordadas é válida a seguinte relação: pH + pOH < 14. 5. (Ita 2011) A 25°C, três frascos (I, II e III) contém, respectivamente, soluções aquosas 0,10 mol L –1 em acetato de sódio, em cloreto de sódio e em nitrito de sódio. Assinale a opção que apresenta a ordem crescente correta de valores de pH x (x = I, II e III) dessas soluções sabendo que as constantes de dissociação (K), a 25°C, dos ácidos cloridrico (HCℓ), nitroso (HNO2) e acético (CH3COOH), apresentam a seguinte relação:

Está correto o que se afirma em a) I, II e III. b) I e II, apenas. c) I e III, apenas. d) II e III, apenas. e) III, apenas.

KHCℓ > KHNO2 > KCH3COOH a) pHI < pHII < pHIII b) pHI < pHIII < pHII c) pHII < pHI < pHIII d) pHII < pHIII < pHI e) pHIII < pHII < pHI

2. (Espcex (Aman) 2014) Considere uma solução aquosa de HCl de concentração 0,1mol L1 completamente dissociado (grau de dissociação: α  100% ). Tomando-se apenas 1,0 ml dessa solução e adicionando-se 9,0 mL de água pura, produz-se uma nova solução. O valor do potencial hidrogeniônico (pH) dessa nova solução será de a) 1,0 b) 2,0 c) 3,0 d) 4,0 e) 5,0

6. (Uemg 2014) O potencial hidrogeniônico (pH) é uma medida de acidez presente nos mais diversos sistemas químicos, sejam eles orgânicos ou não. A figura a seguir mostra alguns valores de pH encontrados em quatro partes do corpo humano, a 25 °C.

3. (Uftm 2012) A composição de um refrigerante pode apresentar diversas substâncias, dentre elas o ácido benzoico, um monoácido. Devido à baixa solubilidade deste ácido em água, é adicionado ao refrigerante na forma de benzoato de sódio. Dado que a constante de hidrólise do íon benzoato, a 25 °C, é 10–10, a concentração em mol/L de ácido benzoico formado na hidrólise deste ânion em uma solução aquosa de benzoato de sódio 0,01 mol/L, nessa mesma temperatura, é a) 10–8. b) 10–7. c) 10–6. d) 10–5. e) 10–4. 4. (Acafe 2014) Uma determinada solução aquosa  7 apresenta  H   3 10 mol / L sob temperatura de 60°C. Dado: Considere Kw  9 1014 sob temperatura de 60ºC. log3 = 0,48. Logo, é correto afirmar, exceto: a) A solução aquosa apresenta pH = 6,52.

Com base nos sistemas dados (boca, estômago, pâncreas e intestino delgado) e nas informações fornecidas, é CORRETO afirmar que a) a acidez no estômago é decorrente da produção do ácido sulfúrico. b) a boca é tão alcalina quanto o intestino delgado. c) no intestino delgado, a concentração de íons hidrogênio é igual a 6,7 mol/L. d) o estômago é cerca de um milhão (10 6) de vezes mais ácido que o pâncreas. 7. (Fuvest 2010) Uma estudante de química realizou quatro experimentos, que consistiram em misturar soluções aquosas de sais inorgânicos e observar os resultados. As observações foram anotadas em uma tabela: Experimento

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Solutos contidos

Observações

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Equilíbiro Químico!!! inicialmente soluções que misturadas

nas foram

1

Ba(CℓO3)2

Mg(IO3)2

2

Mg(IO3)2

Pb(CℓO3)2

3

MgCrO4

Pb(CℓO3)2

4

MgCrO4

Ca(CℓO3)2

formação de precipitado branco formação de precipitado branco formação de precipitado amarelo nenhuma transformação observada

A partir desses experimentos, conclui-se que são pouco solúveis em água somente os compostos a) Ba(IO3)2 e Mg(CℓO3)2. b) PbCrO4 e Mg(CℓO3)2. c) Pb(IO3)2 e CaCrO4. d) Ba(IO3)2, Pb(IO3)2 e PbCrO4. e) Pb(IO3)2, PbCrO4 e CaCrO4. 8. (Uem-pas 2014) O forte odor típico dos pescados é causado pela presença de aminas provenientes da decomposição de algumas proteínas animais. Uma das aminas causadoras do odor dos peixes é a metilamina (SARDELLA, A; FALCONE, M. Química: Série Brasil. São Paulo: Ática, 2008. p. 316). A forma protonada da metilamina não tem cheiro. Dada a reação química envolvida e sua constante de equilíbrio, assinale o que for correto. CH3NH2(g)  H2O( l ) € CH3NH3 (aq)  OH(aq) K b  4,0 104 pK b 3,4 01) Para retirar o cheiro de peixe das mãos, basta usar vinagre. 02) O pH de uma solução de metilamina é menor do que 7,0. 04) O pKa da metilamina é 10,6. 08) Pode-se afirmar que, no equilíbrio mostrado acima, a concentração de CH3NH3  é maior do que a concentração de CH3NH2 . 16) A concentração de OH– em uma solução de metilamina 0,010 mol L–1 é 2,0 10 3 mol L1. 9. (Uem 2014) Assinale o que for correto. Dado: log 2 = 0,3. 01) Se o leite proveniente de diversas fontes tem o pH médio de 6,7 a 20 °C, então 500 mL desse leite contém, aproximadamente, 1 107 mols de íons H+. 02) Sabendo que a concentração dos íons OH– em uma amostra de suco de laranja é igual a 1 1011 mol/litro, o pH desse suco é 3.

04) Considerando que Kb para o NH 4OH é igual a 1 105 , uma solução de NH4 Cl com concentração 0,1 mol/litro, totalmente dissociado, apresenta pH próximo a 5. 08) Uma solução de H2SO4 de concentração igual a 2  102 mol/litro, com grau de ionização de 80 %, possui pH = 3,0. 16) A soma de pH e pOH é igual a 14, em qualquer temperatura, para soluções aquosas. 10. (Enem 2013) Uma das etapas do tratamento da água é a desinfecção, sendo a cloração o método mais empregado. Esse método consiste na dissolução do gás cloro numa solução sob pressão e sua aplicação na água a ser desinfectada. As equações das reações químicas envolvidas são: Cl 2 (g)  2H2O(l ) € HCl O(aq)  H3O  (aq)  Cl  (aq) HCl O(aq)  H2O( l ) € H3O  (aq)  Cl  (aq)

pK a   logK a  7,53

A ação desinfetante é controlada pelo ácido hipocloroso, que possui um potencial de desinfecção cerca de 80 vezes superior ao ânion hipoclorito. O pH do meio é importante, porque influencia na extensão com que o ácido hipocloroso se ioniza. Para que a desinfecção seja mais efetiva, o pH da água a ser tratada deve estar mais próximo de a) 0. b) 5. c) 7. d) 9. e) 14. 11. (Mackenzie 2013) Uma substância química é considerada ácida devido a sua tendência em doar íons H+ em solução aquosa. A constante de ionização Ka é a grandeza utilizada para avaliar essa tendência. Assim, são fornecidas as fórmulas estruturais de algumas substâncias químicas, com os seus respectivos valores de Ka, a 25°C.

A ordem crescente de acidez das substâncias químicas citadas é a) ácido fosfórico < ácido etanoico < ácido carbônico < ácido fênico. b) ácido fênico < ácido carbônico < ácido etanoico < ácido fosfórico. c) ácido fosfórico < ácido carbônico < ácido etanoico < ácido fênico. d) ácido fênico < ácido etanoico < ácido carbônico < ácido fosfórico. e) ácido etanoico < ácido carbônico < ácido fênico < ácido fosfórico. 12. (Ufg 2013) Uma solução foi preparada pela mistura de ácido clorídrico  HCl  , ácido nítrico (HNO 3) e ácido sulfúrico (H2SO4). Sabendo-se que na solução final as concentrações molares de HCl , HNO3 e H2SO4 são,

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Equilíbiro Químico!!! respectivamente, iguais a 0,010 mol/L, 0,030 mol/L e 0,0050 mol/L, o pH da solução será igual a: Dado: log10 5  0,70. a) 5,00 b) 3,00 c) 2,70 d) 2,00 e) 1,30 13. (Ufsc 2013) A efervescência observada em comprimidos hidrossolúveis de vitamina C (ácido ascórbico) é provocada, principalmente, pela presença de bicarbonato de sódio. Quando dissolvido em água, uma fração dos íons bicarbonato reage para formar ácido carbônico (reação I), que se decompõe rapidamente para gerar CO2 gasoso (reação II), que é pouco solúvel e liberado a partir da solução na forma de pequenas bolhas de gás. As reações são: Reação I: HCO3  H2O ƒ H2CO3  OH Reação II: H2CO3 ƒ

H2O  CO2 g

Considerando as informações acima, assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S). 01) Se o comprimido efervescente for dissolvido em meio ácido, haverá produção de maiores quantidades de ácido carbônico. 02) A efervescência será menos efetiva se o comprimido de vitamina C for dissolvido em água a 35°C do que a 25°C, já que em temperaturas maiores a solubilidade do CO2 aumenta. 04) O ácido carbônico é um ácido forte, que se dissocia parcialmente em água e apresenta dois hidrogênios ionizáveis. 08) Na reação I, o íon bicarbonato atua como base conjugada do ácido carbônico, ao passo que a água atua como ácido conjugado do íon hidróxido. 16) O íon bicarbonato possui caráter anfótero, pois pode se comportar como ácido ou base quando em solução aquosa. 32) A dissolução do comprimido efervescente em uma solução com pH maior que 8,0 favorecerá a dissociação do íon bicarbonato. 14. (Pucrs 2013) Analise a tabela incompleta a seguir, sobre valores típicos de pH e de concentração de íons H+ e OH- em alguns líquidos. Líquido

pH

Água da chuva

5,7

[H+] (mol/L)

1,0  106

Água do mar 1,0  105

Café Leite

6,5

Sangue humano

7,4

Suco de maçã

[OH-] (mol/L)

3,2  108

3,2  104

c) o café tem pH 5, sendo menos ácido do que o sangue humano. d) o leite é mais ácido do que a água da chuva, e o café é mais ácido do que o suco de maçã. e) a soma dos pHs da água da chuva e da água do mar é inferior à soma dos pHs do café e do sangue humano. 15. (Ita 2014) Assinale a opção que contém a concentração (em mol L1 ) de um íon genérico M , quando se adiciona um composto iônico MX sólido até a saturação a uma solução aquosa 5  103 mol L1 em PX. 12 Dado K ps(MX)  5  10 .

a) 2,3  106 b) 1,0  107 c) 2,3  108 d) 1,0  109 e) 1,0  1010 16. (Pucrj 2012) O equilíbrio iônico da água pura pode ser representado de maneira simplificada por: H2O l 

€

H aq  OH aq

O produto iônico da água é K w = [H+] [OH−], cujo valor é 1 x 10−14 a 25 °C. Ao se adicionar 1,0 mL de NaOH 1,0 mol/L (base forte) a um copo bécher contendo 99 mL de água pura, o pH da solução será aproximadamente igual a a) 2. b) 5. c) 8. d) 10. e) 12. 17. (Cesgranrio) A solubilidade do AgCℓ a 18 °C é 0,0015g/litro. Sabendo-se que o seu peso molecular é 143,5g, qual será o seu produto de solubilidade, considerando-se a concentração iônica igual à concentração molecular? a) 1,1 x 10-10 b) 1,0 x 10-5 c) 1,5 x 10-3 d) 3,0 x 10-3 e) 6,0 x 10-3 18. (Pucrj 2012) A mistura de 0,1 mol de um ácido orgânico fraco (fórmula simplificada RCOOH) e água, suficiente para formar 100 mL de solução, tem pH 4 a 25 °C. Se a ionização do ácido em água é dada pela equação abaixo, a alternativa que tem o valor mais próximo do valor da constante de ionização desse ácido, a 25 °C, é: RCOOH(aq) € RCOO−(aq) + H+(aq) a) 10−2 b) 10−4 c) 10−6

Pela análise da tabela, é correto afirmar que a) a água da chuva é mais ácida do que a água do mar, e o leite é menos ácido do que o café. b) dentre os líquidos apresentados, o mais ácido é a água da chuva e o mais alcalino é o leite. Prof. Welfilé

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Equilíbiro Químico!!! d) 10−8 e) 10−10

exames radiológicos. Utiliza-se, em geral, uma solução saturada desse sal cuja solubilidade é de 1,0 x 10 -5 mol/L.

19. (Ufsj 2012) Abaixo, são fornecidas as constantes de dissociação para alguns ácidos monopróticos a 25 °C: Ácido

Ka

Acético

1,8 x 10–5

Cloroso

1,1 x 10–2

Cianídrico

4,0 x 10–10

Fluorídrico

6,7 x 10–4

Hipocloroso

3,2 x 10–8

Considerando que o limite de tolerância do íon bário no organismo é cerca de 7,0  103 mol, assinale a alternativa INCORRETA. a) A adição de mais sulfato diminui a solubilidade do sulfato de bário. b) O BaSO4 é um material radiopaco, sendo capaz de barrar os raios X. c) O produto de solubilidade (kps) do sal sulfato de bário é 1,0  1010. d) A ingestão de 100 mL de solução saturada de BaSO 4 pode ser letal.

Considerando soluções aquosas contendo a mesma concentração desses ácidos, a ordenação CORRETA de suas forças é a) cloroso > fluorídrico > acético> hipocloroso > cianídrico. b) cianídrico > hipocloroso> acético > fluorídrico > cloroso. c) fluorídrico > cianídrico > hipocloroso> acético > cloroso. d) fluorídrico = cianídrico = hipocloroso = acético = cloroso, pois são monopróticos. 20. (Uem 2013) Com base nas informações da tabela a seguir e nos conhecimentos sobre solubilidade, assinale o que for correto. sal BaSO4

Kps (25°C)

Mg(OH)2

4,0  1012

BaSO4(s) € Ba2(aq)  SO42(aq)

1,0  1010

01) Em uma solução saturada de BaSO 4 a 25°C, a concentração de íons bário é de 1,0  105. 02) Entre os dois compostos, o Mg(OH) 2 é o que apresenta a menor solubilidade em água a 25°C. 04) Na evaporação de um litro de uma solução aquosa que contém 0,001 g de BaSO 4 e 0,001 g de Mg(OH)2, o primeiro composto a precipitar é o BaSO4. 08) A solubilidade do BaSO4 em uma solução de K 2SO4, de concentração 0,001 mol/L, é 100 vezes menor do que a solubilidade desse mesmo sal em água pura. 16) A solubilidade de um sal a 100°C é sempre maior do que a solubilidade desse mesmo sal a 25°C. 21. (Unimontes 2012) O sulfato de bário, BaSO4, é usado pelos radiologistas como solução de contraste em

22. (Uff 2011) A escassez de água no mundo é agravada pela ausência de usos sustentáveis dos recursos naturais e pela má utilização desses recursos. A desigualdade no acesso à água está relacionada a desigualdades sociais. Controlar o uso da água significa deter poder. Em regiões onde a situação de falta d’água já atinge índices críticos, como no continente africano, a média de consumo por pessoa/dia é de 1015 /L, já em Nova York, um cidadão gasta cerca de 2000 L/dia. A água é considerada potável quando é inofensiva à saúde do homem e adequada aos usos domésticos. A água  potável apresenta pH em torno de 6,5 a 8,5 e  Cl  cerca de 250 mg/L. Assim, quando 25,0 mL de solução de NaCl 0,10 M reage com 5,0 mL de uma solução padrão de AgNO 3 0,20 M (Kps do AgCl = 1,0x10-10), pode-se afirmar que   a)  Ag  é igual  Cl  na solução resultante.  b)  Cl  na solução indica que esse índice está acima do valor de referência.   c)  Ag  é igual 2,0 x 10-9 M e  Cl  está abaixo do valor de referência.   d)  Cl  é igual 5,0 x 10-2 M e  Ag  é 1,0 x 10-5 M.   e)  Cl  é igual 2,0 x 10-9 M e  Ag  é igual a 1,35 x 105 M. 23. (Ita 2010) Uma solução aquosa saturada em fosfato de estrôncio [Sr3(PO4)2] está em equilíbrio químico à temperatura de 25°C, e a concentração de equilíbrio do íon estrôncio, nesse sistema, é de 7,5 x 10–7 moℓ L–1. Considerando-se que ambos os reagentes (água e sal inorgânico) são quimicamente puros, assinale a alternativa CORRETA com o valor do pKPS(25°C) do Sr3(PO4)2. Dado: KPS = constante do produto de solubilidade.

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Equilíbiro Químico!!! a) 7,0 b) 13,0 c) 25,0 d) 31,0 e) 35,0 24. (Enem 2ª aplicação 2010) Devido ao seu alto teor de sais, a água do mar é imprópria para o consumo humano e para a maioria dos usos da água doce. No entanto, para a indústria, a água do mar é de grande interesse, uma vez que os sais presentes podem servir de matérias-primas importantes para diversos processos. Nesse contexto, devido a sua simplicidade e ao seu baixo potencial de impacto ambiental, o método da precipitação fracionada tem sido utilizado para a obtenção dos sais presentes na água do mar. Tabela 1: Solubilidade em água de alguns compostos presentes na água do mar a 25 ºC SOLUTO:

FÓRMULA

Brometo de sódio Carbonato de cálcio Cloreto de sódio Cloreto de magnésio Sulfato de magnésio Sulfato de cálcio

NaBr CaCO3 NaCℓ MgCℒ2 MgSO4 CaSO4

SOLUBILIDADE g/kg de H2O 1,20 x 103 1,30 x 10-2 3,60 x 102 5,41 x 102 3,60 x 102 6,80 x 10-1

PILOMBO, L. R. M.; MARCONDES, M.E.R.; GEPEC. Grupo de pesquisa em Educação Química. Química e Sobrevivência: Hidrosfera Fonte de Materiais. São Paulo: EDUSP, 2005 (adaptado). Suponha que uma indústria objetiva separar determinados sais de uma amostra de água do mar a 25 °C, por meio da precipitação fracionada. Se essa amostra contiver somente os sais destacados na tabela, a seguinte ordem de precipitação será verificada: a) Carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio, cloreto de magnésio e, por último, brometo de sódio. b) Brometo de sódio, cloreto de magnésio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio, sulfato de cálcio e, por último, carbonato de cálcio. c) Cloreto de magnésio, sulfato de magnésio e cloreto de sódio, sulfato de cálcio, carbonato de cálcio e, por último, brometo de sódio. d) Brometo de sódio, carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio e, por último, cloreto de magnésio. e) Cloreto de sódio, sulfato de magnésio, carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de magnésio e, por último, brometo de sódio. 25. (Puccamp) No plasma sanguíneo há um sistema tampão que contribui para manter seu pH dentro do estreito intervalo 7,35-7,45. Valores de pH fora deste intervalo ocasionam perturbações fisiológicas:

Entre os sistemas químicos a seguir qual representa um desses tampões? a) H2CO3 / HCO3b) H+ / OHc) HCℓ / Cℓd) NH3 / OHe) glicose / frutose 26. (Uel) Nos seres humanos, o pH do plasma sanguíneo está entre 7,35 e 7,45, assegurado pelo tamponamento característico associado à presença das espécies bicarbonato/ácido carbônico de acordo com a reação: H3O+ + HCO3- €

H2CO3 + H2O

Após atividade física intensa a contração muscular libera no organismo altas concentrações de ácido lático. Havendo adição de ácido lático ao equilíbrio químico descrito, é correto afirmar: a) A concentração dos produtos permanece inalterada. b) A concentração dos reagentes permanece inalterada. c) O equilíbrio desloca-se para uma maior concentração de reagentes. d) O equilíbrio desloca-se nos dois sentidos, aumentando a concentração de todas as espécies presentes nos reagentes e produtos. e) O equilíbrio desloca-se no sentido de formação dos produtos. 27. (Uel 2011) Considere a equação química a seguir e assinale a alternativa que completa corretamente o texto. CO2(g) + H2O( l ) €

H2CO3(aq) €

H+(aq) + HCO−3 (aq)

Durante um exercício físico prolongado, quando a respiração aumenta, a concentração de dióxido de carbono diminui e o sangue torna-se mais __________. Por outro lado, numa situação de repouso, a respiração diminui, a concentração de dióxido de carbono aumenta e o sangue torna-se mais __________. O pH sanguíneo é regulado constantemente e seu valor normal está situado entre 7,35 a 7,45, sendo ligeiramente __________. Uma alteração no controle do pH pode alterar o equilíbrio ácido-base produzindo a acidose ou a alcalose. A acidose é quando o sangue apresenta um excesso de ácido, acarretando uma __________ do pH

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Equilíbiro Químico!!! sanguíneo e a alcalose é quando o sangue apresenta um excesso de base, acarretando uma __________ do pH sanguíneo. a) básico, ácido, básico, redução, elevação. b) básico, ácido, básico, elevação, redução. c) ácido, básico, ácido, elevação, redução. d) ácido, básico, ácido, redução, elevação. e) neutro, ácido, básico, elevação, redução. 28. (Pucrj 2012) O tampão acetato pode ser preparado pela mistura, em solução, de acetato de sódio anidro (CH3COONa) e ácido acético (CH 3COOH). O pH desse tampão pode variar de 4,0 a 5,4 de acordo com a proporção dessa mistura. Sobre o tampão acetato, é ERRADO afirmar que: a) o pH do tampão acetato depende da proporção entre o ácido acético e seu sal. b) o pH da solução tampão nunca se altera após a adição de ácido forte. c) o tampão acetato é característico da faixa ácida de pH. d) o pH da solução tampão praticamente não se altera após a adição de pequena quantidade de água. e) a adição de NaOH ao tampão aumenta a concentração de acetato no meio. 29. (Ufg 2012) Soluções tampão são utilizadas para evitar uma variação brusca de pH e são constituídas por um ácido fraco (ou uma base fraca) e o sal do seu par conjugado. Para produzir uma solução tampão, deve-se misturar: a) CH3 COOH e H2SO4 b) NH4 OH e KOH c) CH3 COOH e CH3 COONa d) KOH e NaCl e) HCl e KOH 30. (Fuvest 2013) O fitoplâncton consiste em um conjunto de organismos microscópicos encontrados em certos ambientes aquáticos. O desenvolvimento desses organismos requer luz e CO2, para o processo de fotossíntese, e requer também nutrientes contendo os elementos nitrogênio e fósforo. Considere a tabela que mostra dados de pH e de concentrações de nitrato e de oxigênio dissolvidos na água, para amostras coletadas durante o dia, em dois diferentes pontos (A e B) e em duas épocas do ano (maio e novembro), na represa Billings, em São Paulo.

Ponto A (novembro) Ponto B (novembro) Ponto A (maio) Ponto B (maio)

pH

Concentração de nitrato (mg/L)

Concentração de oxigênio (mg/L)

9,8

0,14

6,5

9,1

0,15

5,8

7,3

7,71

5,6

7,4

3,95

5,7

Com base nas informações da tabela e em seus próprios conhecimentos sobre o processo de fotossíntese, um pesquisador registrou três conclusões: I. Nessas amostras, existe uma forte correlação entre as concentrações de nitrato e de oxigênio dissolvidos na água. II. As amostras de água coletadas em novembro devem ter menos CO2 dissolvido do que aquelas coletadas em maio. III. Se as coletas tivessem sido feitas à noite, o pH das quatro amostras de água seria mais baixo do que o observado. É correto o que o pesquisador concluiu em a) I, apenas. b) III, apenas. c) I e II, apenas. d) II e III, apenas. e) I, II e III.

Gabarito da PARTE 1: Resposta [E]

da

questão

1:

[I] Incorreta. Se: [OH ]  0,01 M  10 2 , portan to: pOH  2 e pH12 [II] Incorreta. Se: [OH ]  0,001 M  10 3 , portan to: pOH  3 e pH  11 [III] Correta. Ka Kb Kw 4 108 Kb 1 10  14 Kb  2,7 107 [IV] Incorreta. A equação no equilíbrio será: K eq 

[HCl O] [OH ] [Cl O ]

[V] Correta. De acordo com o princípio de Le Chatelier, se aumentar a concentração de [OH ], o equilíbrio será deslocado para a esquerda, aumentando a concentração de hipoclorito livre [Cl O ]. Resposta [C]

da

questão

2:

Resposta [B]

da

questão

3:

Resposta [D]

da

questão

4:

Prof. Welfilé

Página 12 de 24

Equilíbiro Químico!!! 

N2

Resposta [A]

da

Resposta [A]

da

Resposta [D]

da

questão

5:

questão

0,15 mol / L

 0,45 mol / L

0,30 mol / L

0

(início) (durante)

0,25 mol / L

0,35 mol / L

0,30 mol / L

(equilíbrio)

6:

questão

da

7:

questão

8:

2 mols [N2 ]   0,40 mol / L 5L 4 mols [H2 ]   0,80 mol / L 5L 1,5 mol [NH3 ]   0,30 mol / L 5L N2  3H2 € 0,40 mol / L 0,15 mol / L 0,25 mol / L [NH3 ] 1



3

[N2 ] [H2 ]

2NH3 0 0,30 mol / L 0,30 mol / L

1

3

(0,25) (0,35)

(início) (durante) (equilíbrio)

 8,3965

4 mols  0,80 mol / L 5L 8 mols [H2 ]   1,60 mol / L 5L 1,5 mol [NH3 ]   0,30 mol / L 5L N2  3H2 € [N2 ] 

2NH3



0 0,30 mol / L 0,30 mol / L

(0,30)2 (0,65)1(1,15)3

(início) (durante) (equilíbrio)

 0,09104 (mol / L)

2



3H2

€

2NH3

0,40 mol / L

0,80 mol / L

0,15 mol / L

 0,45 mol / L

0,30 mol / L

(durante)

0,25 mol / L

0,35 mol / L

0,30 mol / L

(equilíbrio)

0,35 mol nH2

(início) (durante) (equilíbrio)

α  1  0,625  0,375 α  37,5 %

da

questão

9:



A 2(g)

0

€

B2(g)

2 AB(g) 0

0,10mol / L

0,10mol / L

0,05 mol / L

 0,05 mol / L

0,10 mol / L

0,05 mol / L

0,05 mol / L

0,10 mol / L

2

(início) (durante) (equilíbrio)

2

[AB] (0,10)  4 [A 2 ][B2 ] 0,05  0,05

A concentração da espécie A2(g) no equilíbrio é de 0,05 mol/L. Um aumento de temperatura faria com que o equilíbrio do processo fosse deslocado no sentido da reação direta (processo endotérmico). endotérmico; T  exotérmico; T 

Resposta [D]

da

2AB

ΔH  0

questão

10:

Análise das afirmações: I. Incorreta. A reação direta trata-se de um processo endotérmico, pois ocorre a absorção de 31,4 kcal pelos reagentes. II. Incorreta. O denominador da expressão da constante de equilíbrio em termos de concentração molar  K c 

[04] No equilíbrio, restou 1,75 mol de H2(g). N2

0 0,30 mol / L 0,30 mol / L

0,40(1  α)  0,25 1  α  0,625

   A 2(g)  B2(g) 

1,60 mol / L  0,45 mol / L 1,15 mol / L

[N2 ]1[H2 ]3

0,80 mol / L  0,45 mol / L 0,35 mol / L

K eq 

2

[02] Se dobrarmos os valores das quantidades iniciais (em mols) dos gases N2(g) e H2(g), a constante de equilíbrio não dobra de valor.

[NH3 ]2

0,40 mol / L 0,15 mol / L 0,25 mol / L

2NH3

A constante KC para esse processo, calculada a uma dada temperatura T, é 4.

(0,30)2

K C  8,3965 (mol / L)

0,80 mol / L 0,15 mol / L 0,65 mol / L

€

3H2

Resposta [E]

0,80 mol / L  0,45 mol / L 0,35 mol / L 2



N2

0,40  0,40α  0,25

[01] A constante de equilíbrio K C é aproximadamente 8,3965 (mol/litro)–2.

KC 

2NH3

0,80 mol / L

[16] O grau de equilíbrio de reação em relação ao gás nitrogênio é 37,5 %.

Resposta 04 + 08 + 16 = 28.

KC 

€

3H2

0,40 mol / L

(início)

é igual a  H2O  .

[CO][H2 ] [H2O] III. Correta. Se for adicionado mais monóxido de carbono CO g ao meio reacional, o equilíbrio será KC 

1L 5L

nH  1,75 mol 2

[08] A concentração em quantidade de matéria do N 2(g), no equilíbrio, é 0,25 mol/litro.





deslocado para reagentes.

a

esquerda,

   1H2O g  1C s   31,4 kcal 

Deslocamento para a esquerda

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no

sentido

1CO g 14 2 43

Aumento da concentração

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dos

 1H2 g

Equilíbiro Químico!!! IV. Incorreta. O aumento na pressão total sobre esse sistema desloca o equilíbrio no sentido do menor número de mols de gás (menor volume), ou seja, para a esquerda: 1H2 O g  1C s  € 14 2 43

1CO g  1H2 g 1 4 44 2 4 4 43

1 mol de gás

[16] Incorreta. A constante de equilíbrio depende da temperatura do sistema. Resposta [D]

da

questão

13:

2 mols de gás

 [NH3 ]2   é maior a A constante de equilíbrio  K c   [N2 ][H2 ]3   400°C do que a 500°C, conforme o gráfico demonstra.

1 mol € 2 mols 1 volume € 2 volumes Elevação da pressão (P  V  = K):   1 mol  2 mols  Esquerda

  1 volume  

2 volumes

Esquerda

Resposta [E]

da

questão

2  0, 2 mol / L 10 5 [NH3 ]   0,5 mol / L 10 1N2 (g)  3 H2 (g) €

2NH3 (g)

0, 20 M x

0  0,3M

11:

[N2 ] 

0,50 M  3x

(0, 2  x) (0,5  3x) Então : 1N2 (g)  3 H2 (g) 0, 20 M 0,15 M 0,05 M K  K 

0,50 M  0, 45 M 0,05 M

0,3 M €

(início) (durante) (equilíbrio)

2NH3 (g) 0  0,3 M 0,3 M

(início) (durante) (equilíbrio)

[NH3 ]2 [N2 ][H2 ]3 (0,3)2 3

(0,05)(0,05)

questão

12:

Análise das afirmações: [01] Correta. No sistema I, tem-se uma reação de equilíbrio químico heterogêneo, pois existem dois estados de agregação no sistema (sólido e gasoso). [02] Correta. Um aumento da pressão do sistema II não altera a condição de equilíbrio da reação, pois o número de mols de gás é igual dos dois lados do equilíbrio. II. H2  g  Br2  g  ƒ 2HBr  g  1 4 42 4 43 14 2 43 2 mols

2 mols

[04] Correta. Se um aumento da temperatura do sistema I desloca a reação no sentido de formação de CO e H2, a reação no sentido direto é endotérmica, pois é favorecida com a elevação da temperatura, ou seja, absorve calor neste sentido. [08] Incorreta. Substâncias no estado sólido não deslocam o equilíbrio. I. C  s   H2O  g  ƒ CO  g   H2  g  K=

[CO]  [H2 ] [H2O  g  ]

da

questão

14:

Comentários das alternativas:

 14.400  1, 44  10 4

Resposta da 01 + 02 + 04 = 07.

Resposta [C]

[A] Falsa. O sinal negativo da variação de entalpia refere-se a uma reação exotérmica. [B] Falsa. 900 kJ de energia são liberados na formação de 4 mols de NO(g). [C] Verdadeira. Como a reação direta é exotérmica, ela é favorecida pela diminuição de temperatura do sistema, isto é, uma diminuição na temperatura desloca o equilíbrio para a direita. [D] Falsa. A expressão correta da constante de equilíbrio em função das pressões é: Kp 

pNO4 pH2O6

. pNH3 4 pO25 [E] Falsa. O equilíbrio é homogêneo, pois apresenta todos os seus constituintes na mesma fase, gasosa. Resposta da 01 + 08 + 16 = 25.

questão

15:

[01] Verdadeira. Em meio ácido, o equilíbrio I encontrase deslocado para a direita, favorecendo a produção de H2CO3 que, sendo instável, se decompõe em CO2(g). [02] Falsa. Em altas temperaturas a reação tende a ser mais rápida. [04] Falsa. Se um ácido é forte, apresenta alto grau de ionização. Logo, a afirmativa é incoerente. [08] Verdadeira. O íon bicarbonato atua como receptor de H+, sendo, portanto, uma base. O ácido carbônico é seu ácido conjugado, pois apresenta apenas um H+ de diferença em sua estrutura. [16] Verdadeira. O íon bicarbonato poderá sofrer perda

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Equilíbiro Químico!!! de H+, assim como captar H+. [32] Falsa. Em meio alcalino (grande concentração de OH-), o equilíbrio de dissociação do íon bicarbonato (reação I) encontra-se deslocado para a esquerda, desfavorecendo o processo de dissociação.

2AB

A2 

ƒ

1,2 mol

0

da

questão

16:

Teremos:

Forma

2  0,45 mol

ácido de BrönstedLowry

HSO3  (aq) € 14243

H2O( l ) 14 2 43

€

base de BrönstedLowry

base de BrönstedLowry

SO32 (aq) 1 42 43

ácido de BrönstedLowry

base de BrönstedLowry

H2O( l ) 14 2 43



€

base de BrönstedLowry

H3O (aq) 1 4 2 43

SO32 (aq)  H3O  (aq) 1 42 43 1 4 2 43

ácido de BrönstedLowry

0,45 mol (durante)

0,45 mol

0,45 mol (equilíbrio)

(pares conjugados)

K eq 

ácido de BrönstedLowry



HSO3 (aq)  14243

base de BrönstedLowry

H2O( l ) 14 2 43

€

ácido de BrönstedLowry



HSO3 (aq) € 14243

base de BrönstedLowry

€

ácido de BrönstedLowry

Resposta 01 + 16 = 17.

H2SO3 (aq)  14243

ácido de Brönsted Lowry

OH 14 2(aq) 43

base de BrönstedLowry

(pares conjugados)

 OH 14 2(aq) 43

(pares conjugados)

17:

01) Proposição correta. O valor de K eq indica que a formação de CH3CH2Br é favorecida. 02) Proposição incorreta. Trata-se de uma reação de adição. 04) Proposição incorreta. O valor de H sugere que a reação é exotérmica. 08) Proposição incorreta. O fato de a reação apresentar H  0 não indica a velocidade. 16) Proposição correta. O nome IUPAC da substância CH3CH2Br é bromoetano. 32) Proposição incorreta. Na molécula do eteno, há uma ligação dupla, ou seja, uma sigma e outra pi.

Teremos:

[NO]

[N2 ]1  [O2 ]1 [NO]2  [NO]  4,0  10 20  10 1  10 1 0,1 0,1

[NO]  2,0  1011 mol L

H2O  H2O ƒ

questão

2NO(g)

da

questão

20:

I. Correta. A amostra pode ser composta de água pura ou por uma solução neutra. A 60 ºC, simplificadamente, teremos:

base de BrönstedLowry

da

19:

Análise das afirmações:

ácido de Brönsted Lowr y

questão

€

0,1mol  L1

Resposta [A]



O2 (g)

questão

[NO]2

4,0  1020 

H2SO3 (aq) 14243

da

da

+

0,1mol L1

o ânion sulfito, SO32 , é sua base conjugada.

Resposta [C]

p  p  75 %

(pares conjugados)

O ânion HSO3 , em I, é um ácido de Brönsted-Lowry, e

H2O( l ) 14 2 43

100 %

0,9 mol

Teremos: N2 (g)

Forma

0,45 mol

1,2 mol

Resposta [E]

HSO3  (aq)  14243

0 (início)

Gasta 0,3 mol

Resposta [C]

B2

18:

H3 O  OH

K W  [H3O ]  [OH ]  10 13 10pH  10 pOH  10 13 pH  pOH  13 pH  pOH  13 pH  6,5 (solução neutra) II. Correta. A concentração molar de H3 O é igual à concentração de OH . Numa solução neutra [H3 O ]  [OH ]  10 13 mol / L . III. Incorreta. O pH da amostra varia com a temperatura, pois a 25 ºC o valor de KW (10-14) é diferente daquele comparado a 60 ºC (10-13). IV. Correta. A constante de ionização da amostra depende da temperatura. V. Incorreta. Teremos:

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Equilíbiro Químico!!! H2CO3 (início)

ƒ

0,1 mol / L x

(durante)

(equilíbrio) 0,1  x

II. Verdadeira. Constantes de equilíbrio maiores que 1 tendem a favorecer a posição do equilíbrio para os produtos, pois:

H  HCO3  0

0

x

x

x

x

aA  bB € cC

( : 0,1)

[A]a  [B]b K eq  1

[H ]  [HCO3  ] Ka  [H2CO3 ] 1,0  10

7

[C]c  [A]a  [B]b  favorecimento para a direita (produtos).

x   x  1,0  10 4 0,1

[H ]  1,0  104 mol / L  pH  4 pH  4  pH  6,5 Resposta [A]

da

questão

21:

esquerda

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. VERDADEIRA. 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. da

III. Verdadeira. Não é possível a dissolução completa do carbonato de cálcio sólido pela passagem de gás carbônico gasoso pela solução, como sugerido pelo baixo valor da constante de equilíbrio para a reação. IV. Falsa. A adição de bicarbonato de sódio no sistema reacional vai causar um deslocamento do equilíbrio para a esquerda, devido à elevação da concentração do ânion bicarbonato (HCO3 ) : † Ca2(aq)  2 HCO3 (aq) CaCO3(s)  CO2(g)  H2O( l ) ‡ˆ ˆˆ ˆˆ ˆˆ ˆˆ ˆˆ ˆˆˆ

Análise das afirmações:

Resposta [D]

[C]c

K eq 

questão

22:

(aumenta)

V. Falsa. A adição de CO2(g) ao sistema vai causar consumo de carbonato de cálcio: direita 2  CaCO3(s)  CO2(g)  H2O( l ) ‡ˆ ˆˆ ˆˆ ˆˆ ˆ† ˆ ˆ Ca (aq)  2 HCO3 (aq)

(aumenta)

VI. Falsa. A remoção do dióxido de carbono dissolvido na solução vai diminuir a solubilidade do carbonato de cálcio, pois o equilíbrio vai deslocar para a esquerda: † Ca2(aq)  2 HCO3 (aq) CaCO3(s)  CO2(g)  H2O( l ) ‡ˆ ˆˆ ˆˆ ˆˆ ˆˆ ˆˆ ˆˆˆ esquerda

(remoção)

Resposta [E]

da

CH3 CH2 CH2CH3(g) ƒ

— Quanto maior o pKa menor a acidez do composto. — Quanto menor o pKa maior a acidez do composto.

Início

70,0 g

Durante

m

Maior acidez: III (0,38). Menor acidez: II (9.89).

Equilíbrio

da

(CH3 )CHCH3(g) 0 m

(70,0  m)

m

MCH3 CH2CH2 CH3  M(CH3 )CHCH3  M questão

23:

Análise das proposições: I. Falsa. É possível dissolver o carbonato de cálcio sólido borbulhando dióxido de carbono gasoso à solução, pois o equilíbrio desloca para a direita, devido à elevação na concentração do gás carbônico. Observação: Como a constante de equilíbrio é menor do que 1, o equilíbrio é favorecido no sentido da formação de carbonato de cálcio: K eq 

24:

Teremos:

pK a   logK a

Resposta [B]

questão

[Ca2 ]  [HCO3  ]2  2,13  10 14 [CO2 ]

K eq  1 [Ca 2 ]  [HCO3  ]2  [CO 2 ]  favorecimento para a esquerda (reagentes).

70,0  m M V m [(CH3 )CHCH3(g) ]  M V [CH3 CH2 CH2 CH3(g) ] 

A constante de equilíbrio é dada por: m m M V  Ke   [CH3CH2CH2CH3(g) ] 70,0  m 70,0  m M V m m Ke   2,5   m  50,0 g 70,0  m 70,0  m [(CH3 )CHCH3(g) ]

Resposta

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da

questão Página 16 de 24

25:

Equilíbiro Químico!!! 01 + 02 + 08 = 11. K

Análise das afirmativas: [01] Correta. O valor da constante de equilíbrio do sistema, em termos de pressões parciais, a 300 K, é 2,25 atm–1. n  1,0  2,0  3,0  6,0 mols Δn  nfinal  ninicial

6  V  6  R  300 V  300R

KC 

[SO3 ] 2

[SO2 ] [O2 ]

Resposta [C]

  1

 1024

da

questão

27:

Equilíbrio 2



 3    V

2

2

 2   1  V  V    



9 V  2,25V  2,25  300R 4

KP  K C (RT)Δn

[02] Correta. O valor da constante de equilíbrio irá mudar com a alteração da temperatura. [04] Incorreta. Na situação de equilíbrio, as velocidades das reações direta e inversa se igualam. [08] Correta. O valor da constante de equilíbrio, em termos de concentração, a 300 K, é de aproximadamente 55,4 L.mol–1. KP  2,25 atm1 KP  K C (300R)1 KP  K C (300  0,082)1

KC 

I2 CCl 4  I2 aq

K C  55,35  55,4 [16] Incorreta. A partir do instante em que o sistema atinge o estado de equilíbrio, as velocidades das reações direta e inversa se igualam. As concentrações dos reagentes e dos produtos permanecem constantes. questão

26:

A expressão da constante de equilíbrio pode ser escrita da seguinte forma: 2

3 7  Cr 3   CH3CHO   H2O   K 3   8  2–  C H OH  H   Cr2O   2 5  7    

 3 Se o pH = 3,0 então  H   10 mol / L   Substituindo-se os valores fornecidos teremos:

deslocamento devido à diminuição do pH

pelo

texto,

da

 H {

aumenta

 HCO3

questão

28:

 100

A partir dos valores fornecidos podemos calcular o quociente de concentração: I2 CCl 4  1,0  103   10 QC = I2 aq 0,1 103 Como o quociente de equilíbrio (10) é menor do que a constante de equilíbrio (100), concluímos que o equilíbrio será deslocado para a direita até o valor da constante ser atingido. Resposta [D]

2,25  K C (24,6)1

da

    H2CO3  

Resposta [C]

KP  2,25  300R  (300R)1  2,25 atm 1

Resposta [E]

 1 3   103

8

Quando o pH do sangue cai, devido à produção metabólica de H , o equilíbrio entre o bicarbonato e o ácido carbônico desloca-se mais em direção ao ácido carbônico.

Δn  2  3  1 mol P  6 atm; T  300 K P V  nR  T

2

 1 2   1 3   1 7

da

questão

29:

I. Verdadeira. De acordo com o princípio de le Chatelier, um aumento na concentração dos reagentes de uma reação provoca deslocamento de equilíbrio no sentido da reação direta. No caso em questão, o aumento na concentração de CO(g) provoca este deslocamento. II. Falsa. III. Verdadeira A diminuição da concentração provocada pela retirada de CO(g) provoca deslocamento no sentido da reação inversa (repondo essa substância). IV. Verdadeira. A adição de CO2(g) causa deslocamento no sentido da reação inversa (para consumir esta substância). V. Verdadeira. Observação: a afirmativa poderá, de fato, ser considerada verdadeira caso a substancia em questão participe efetivamente do equilíbrio (como produto ou reagente) e não seja sólida. Sólidos apresentam concentração constante e não influenciam na velocidade de reações, portanto, não podem provocar deslocamentos de equilíbrio quando adicionados em sistemas reversíveis. VI. Falsa. Um equilíbrio poderá ser deslocado nos dois sentidos (direto e inverso). Resposta

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da

questão Página 17 de 24

30:

Equilíbiro Químico!!! [D] Análise das alternativas: a) Incorreta: de acordo com o gráfico, a concentração inicial de NO2 é superior a 4,0 102 mol L1 :

da equação de hidrólise é deslocado para a direita devido ao consumo dos ânions OH-. III. Correta. Quando se adiciona solução de nitrato de magnésio na solução de acetato de sódio, a solução fica ácida e o equilíbrio da equação de hidrólise é deslocado para o lado da formação do ácido acético devido ao consumo de OH-: Mg2  2NO3   2H2O  Mg(OH)2  2H  2NO3 Mg2  2H2O  Mg(OH)2  2H (meio ácido) Resposta da questão 2: [B] Teremos: 1,0 mL de uma solução aquosa de HCl 0,1 mol / L : 0,1 mol 1000 mL nHCl 1,0 mL nHCl  0,0001 mol Vtotal  1,0  9,0  10 mL  0,01 L [HCl ] 

b) Incorreta: a constante de equilíbrio, Keq, é igual a 5,0  101 mol.L1 : Keq 

[NO]2 [O2 ]

 Keq 

(4,0  10 2 )2  (2,0  10 2 )

[NO2 ]2 Keq  5,0  101 mol.L1

[H ]  102 mol / L  pH  2,0

Resposta da questão 3: [C]

(8,0  103 )2

c) Incorreta: a concentração de NO2  g , no estado de equilíbrio químico, é

n 0,0001 mol   0,01 mol / L  10 2 mol / L (ácido monoprótico) V 0,01 L

1 da concentração de NO(g): 5

A partir da hidrólise do benzoato de sódio (C7H5 O2Na), teremos: C7H5 O2  Na  H2O € Na  OH  C7H5 O2H

[NO2 ]Equilíbrio  8,0  103 mol.L1

C7H5 O2  H2O €

OH  C7H5O2H

[NO]Equilíbrio  4,0  102 mol.L1

0,01 mol / L x (0,01  x)

0 x x

[NO2 ]Equilíbrio [NO]Equilíbrio



[NO2 ]Equilíbrio 

8,0  103 mol.L1 4,0  10 2 mol.L1



1 5

1 [NO]Equilíbrio 5

Kh 

d)

Correta: o equilíbrio químico é inicialmente estabelecido no tempo X, representado no gráfico. e) Incorreta: nos tempos representados por Z e por Y no diagrama, temos quocientes de equilíbrio, o equilíbrio não foi atingido.

Kh 

[OH ][C7H5O2H] [C7H5 O2 ]



0 x x

x.x x2  (0,01  x) 0,01

x2 0,01

1010 

x2 102

 x  106

[C7H5 O2H]  10 6 mol / L.

Gabarito da PARTE 2:

Resposta da questão 4: [B]

Resposta da questão 1: [C]

[A] Correta.

Análise das afirmações: I. Correta. Solução aquosa de acetato de sódio tem pH acima de 7,0, pois o meio fica básico. II. Incorreta. Quando são adicionadas gotas de ácido clorídrico na solução de acetato de sódio, o equilíbrio Prof. Welfilé

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Equilíbiro Químico!!! [C] Incorreta. A concentração de íons

Kw  9 107

[H ]  2 107 mol / L. [D] Correta.

Kw  [H ] [OH ], assim: [H ]  [OH ]  3 107 mol  L1

pH  2  [H ]  102

pH   log[H ]   log(3 10 7 ) pH   log3  7log10 pH  0,48  7 pH  6,52

pH  8  [H ]  108 108 102

 106

Resposta da questão 7: [D]

[B] Incorreta. pOH   log[OH ]   log(3 10 7 ) pH   log3  7log10 pOH  0,48  7 pOH  6,52

Experimento

[C] Correta. [OH ]  10 6,52 mol / L [D] Correta. pH  pOH  6,52  6,52  13,04, portanto < 14. Obs: A relação pH + pOH =14, é válida para a água, na temperatura de 25°C. Resposta da questão 5: [D] Como a constante de ionização do ácido clorídrico é maior, concluímos que ele é mais forte e está mais ionizado.

Solutos contidos inicialmente nas soluções que foram misturadas

1

Ba(CℓO3)2

Mg(IO3)2

2

Mg(IO3)2

Pb(CℓO3)2

3

MgCrO4

Pb(CℓO3)2

4

MgCrO4

Ca(CℓO3)2

Observações

formação de precipitado branco formação de precipitado branco formação de precipitado amarelo nenhuma transformação observada

Equacionando os experimentos fornecidos na tabela, teremos:

Observe a hidrólise dos sais. Acetato de sódio: CH3 COONa  H2O  CH3 COOH (K menor )  Na   OH (meio mais básico)

1) Ba(ClO3)2 + Mg(IO3)2  Mg(ClO3)2 + Ba(IO3)2 2) Mg(IO3)2 + Pb(ClO3)2  Pb(IO3)2 + Mg(ClO3)2 3) MgCrO4 + Pb(ClO3)2  PbCrO4 + Mg(ClO3)2 4) MgCrO4 + Ca(ClO3)2  CaCrO4 + Mg(ClO3)2

Cloreto de sódio: NaCl  H2 O  H  Cl   Na  OH

Como a tabela nos informa que na reação 4 não ocorre a formação de um precipitado, concluímos que o sal Mg(ClO3)2 é solúvel em água e assim:

(meio neutro) Nitrito de sódio: NaNO2  H2 O  HNO2  Na   OH

1) Ba(ClO3)2 + Mg(IO3)2  Mg(ClO3)2 + Ba(IO3)2 Solúvel Branco

(meio básico) Como o ácido nitroso possui uma constante de dissociação (K) maior do que a do acético, concluímos que a solução de acetato de sódio é mais básica, ou seja, pHI > pHIII > pHII ou pHII < pHIII < pHI.

2) Mg(IO3)2 + Pb(ClO3)2  Pb(IO3)2 + Mg(ClO3)2 Branco Solúvel

Resposta da questão 6: [D]

3) MgCrO4 + Pb(ClO3)2  PbCrO4 + Mg(ClO3)2 Amarelo Solúvel

[A] Incorreta. O ácido presente no estômago é o ácido clorídrico; [B] Incorreta. Esse valor de pH indica uma região de neutralidade.

4) MgCrO4 + Ca(ClO3)2  CaCrO4 + Mg(ClO3)2 Solúvel Solúvel

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Equilíbiro Químico!!! A partir desses experimentos, conclui-se que são pouco solúveis em água somente os compostos Ba(IO3)2, Pb(IO3)2 e PbCrO4.

[H ]  107  2 mol / L

Para retirar o cheiro de peixe das mãos, basta usar vinagre, pois o ácido acético presente na solução libera cátions H+. O pH de uma solução de metilamina é maior do que 7,0 devido ao caráter básico da solução. O pKa da metilamina é 10,6. K w  K a  Kb 10

 log10

 1 10

mol

[02] Sabendo que a concentração dos íons OH– em uma amostra de suco de laranja é igual a 1 10 11 mol/litro, o pH desse suco é 3.

[H ]  103 mol / L

14  pK a  pK b

[H ]  10pH mol / L pH  3

14  pK a  3,4 pK a  14  3,4  10,6

Pode-se afirmar que, no equilíbrio mostrado acima, a concentração de CH3NH3  é menor do que a concentração de CH3NH2 . CH3NH2(g)  H2O( l ) € CH3NH3 (aq)  OH(aq) K b  4,0 10 4 Kb  1  [CH3NH2(g) ]  [CH3NH3 (aq) ] ou [CH3NH3 (aq) ]  [CH3NH2(g) ]

A concentração de OH– em uma solução de metilamina 0,010 mol L–1 é 2,0 10 3 mol L1. CH3NH3 (aq)  OH(aq)

[CH3NH2(g) ]

[CH3NH3 (aq) ]  [OH(aq) ]

0,1 mol/litro, totalmente dissociado, apresenta pH próximo a 5. NH4  Cl   H2O € H  Cl   NH3  H2O NH4 € H  NH3 Kh  Kh 

[CH3NH3 (aq) ][OH(aq) ] 

[04] Considerando que Kb para o NH4 OH é igual a 1 105 , uma solução de NH4 Cl com concentração





4  10 4 

H

[H ]  1011  1014

14   logK a  logK b

Kb 

n

H

7

[H ][OH ]  1014

  log(K a  K b )

CH3NH2(g)  H2O( l ) €

2  107 mol n 

1000 mL 500 mL

[OH ]  10 11 mol / L

 Ka  Kb 14

[H ]  106,7 mol / L [H ]  107  100,3 mol / L

Resposta da questão 8: 01 + 04 + 16 = 21.

14

log2  0,3  100,3  2

Kh 

x

[H ][NH3 ] [NH4  ]

Kw Kb [H ][NH3 ] [NH4  ]



1014 105

 10 9

[NH4  ]  0,1 mol / L

xx [CH3NH2(g) ]

[H ][NH3 ]  109 0,1

x 2  4  104  1,0  10 2

[H ][NH3 ]  1010

x  4  106

[H ]  [NH3 ]

x  2  103 mol / L

[H ][H ]  10 10

[OH(aq) ]  2,0  10 3 mol / L

[H ]  10 5 mol / L  pH  5

Resposta da questão 9: 01 + 02 + 04 = 07.

[08] Uma solução de H2SO4 de concentração igual a

[01] Se o leite proveniente de diversas fontes tem o pH médio de 6,7 a 20 °C, então 500 mL desse leite contém, aproximadamente, 1 107 mols de íons H+.

2  102 mol/litro, com grau de ionização de 80 %, possui pH = 2 - log3,2.

[H ]  2  α  [H2SO4 ] [H ]  2  0,80  2  10 2  1,6  10 2 mol / L  log[H ]   log(3,2  10 2 ) pH  2  log3,2

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Equilíbiro Químico!!! [16] A soma de pH e pOH é igual a 14 a 25°C e 1 atm. Resposta da questão 10: [B]

HCl   0,01M

H2O

 H

Cl  0,01M

Para HNO3

Teremos:

HNO3  

HCl O(aq)  H2O( l ) € H3O  (aq)  Cl  (aq) Ka 

Para HCl

pK a   logK a  7,53

[H3 O ][Cl  ] [HCl O]

H2O

 H

0,03M

NO3  0,03M

Para H2SO4 H2SO4  

[Cl  ] K a  [H3O ]  [HCl O] 

H2O

 2H

0,005M

O ácido hipocloroso possui um potencial de desinfecção cerca de 80 vezes superior ao ânion hipoclorito, então: [HCl O]  80[Cl  ]

SO42 0,01M

Portanto, a concentração total de íons H+ vale 0,05M ou 5  102 mol / L . Pela definição de pH temos que: pH   log[H ]

[Cl  ] 1  [HCl O] 80

pH   log5 10 2

 pH  [log5 log10 2 ]

 pH  [0,7 2,0] 1,3

Aplicando -log, vem: Resposta da questão 13: 01 + 08 + 16 = 25.

 [Cl ]   logK a   log  [H3 O ]    [HCl O]   

[01] Verdadeira. Em meio ácido, o equilíbrio I encontrase deslocado para a direita, favorecendo a produção de H2CO3 que, sendo instável, se decompõe em CO2(g). [02] Falsa. Em altas temperaturas a reação tende a ser mais rápida. [04] Falsa. Se um ácido é forte, apresenta alto grau de ionização. Logo, a afirmativa é incoerente. [08] Verdadeira. O íon bicarbonato atua como receptor de H+, sendo, portanto, uma base. O ácido carbônico é seu ácido conjugado, pois apresenta apenas um H+ de diferença em sua estrutura. [16] Verdadeira. O íon bicarbonato poderá sofrer perda de H+, assim como captar H+. [32] Falsa. Em meio alcalino (grande concentração de OH-), o equilíbrio de dissociação do íon bicarbonato (reação I) encontra-se deslocado para a esquerda, desfavorecendo o processo de dissociação.



[Cl ]  logK a   logH3 O  log 14 2 43 1 42 43 [HCl O] pKa

pH

pKa  pH  log

[Cl  ] [HCl O]

1 80 1 7,53  pH  log 80

7,53  pH  log

107,53 pH  0,0125 0,0125  12,5  10

3

 10  10

3

 10 2

2

107,53 pH  10 pH  7,53  2 pH  7,53  2  5,53  5

Resposta da questão 14: [A]

Resposta da questão 11: [B]

Sabemos que: pH + pOH = 14

Quanto maior a constante de equilíbrio ácida, maior será a acidez do composto. 10

7

5

3

1,0 1 42104 3  4,3 1 4210 43  1,8 1 4210 43  7,6 1 4210 43 ácido fênico

ácido carbônico

ácido e tanoico

ácido fosfórico

Resposta da questão 12: [E] Para o cálculo de pH devemos somar as concentrações finais de íons H+ provenientes das ionizações de todos os ácidos.

[H ]  [OH ]  1014  log(a  10b )  b  loga Líquido Água da chuva Água do mar Café Leite Sangue humano Suco de maçã

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pH 5,7 8,0 5,0 6,5 7,4 4  log3,2 Página 21 de 24

Equilíbiro Químico!!! Quanto menor o valor do pH, mais ácida será a solução. Conclusão: a água da chuva é mais ácida do que a água do mar, e o leite é menos ácido do que o café.

Resposta da questão 17: [A]

Resposta da questão 15: [D]

Resposta da questão 18: [D]

Teremos:

Cálculo da concentração inicial de ácido: €

PX(s) 5  103 M







P (aq)

X (aq)

5  10 3 M

5  10 3 M

Adição de um íon genérico M , quando se adiciona um composto iônico MX sólido até a saturação a uma solução aquosa 5  103 mol L1 em PX: KPS  5  10

12

€

MX(s)

0,1 mol de ácido n n = 1 mol/L

(dado) M (aq)



X  (aq)



(5  10

3

0,1 L 1L

Vamos considerar as seguintes concentrações das espécies em equilíbrio: RCOOH(aq) €

μM 

pH = - log(1 10-12 ) = 12,0  pH = 12.

RCOO- (aq) + H+ (aq) 



10 -4 mol/L

1 mol/L

10 -4 mol/L

 μ) M (Consideramos que a concentração de equilíbrio é aproximadamente igual à concentração inicial, pois o ácido é fraco).



KPS  [M ][X ] KPS  μ  (5  103  μ) 2 5  1012  5  10 3 μ  μ {

A constante de equilíbrio é dada por:

 zero

5  1012  5  10 3 μ μ  10 9 M  1,0  10 9 mol / L

[ ]  [RCOO ] 10 4  10 4 K eq  H   10 8 [RCOOH] 1

Resposta da questão 16: [E]

Resposta da questão 19: [A]

A concentração inicial da base é 1 mol/L, que foi diluída 100 vezes. Como a concentração é inversamente proporcional ao volume, concluímos que, se o volume aumentou 100 vezes, a concentração diminuirá 100 vezes.

Quanto maior a constante de ionização de um ácido, maior será sua força.

CINICIAL  VINICIAL = CFINAL  VFINAL

Na evaporação de um litro de uma solução aquosa que contém 0,001 g de BaSO4 e 0,001 g de Mg(OH)2, o primeiro composto a precipitar é o BaSO4, pois apresenta a maior constante de produto de solubilidade

1 0,001 = CFINAL  0,1 CFINAL = 0,01 mol/L = 1 10-2 mol/L A dissociação de uma base forte é 100%. Assim: NaOH (s)  1 10-2 mol/L

Na+ (aq) 1 10-2 mol/L

+

OH- (aq) 1 10 -2 mol/L

Agora vamos calcular a concentração de H+ 1 10-14 = [H+ ]  [OH-1] 1 10-14 = [H+ ]  1 10-2 [H+ ] = 1 10-12 mol/L

Resposta da questão 20: 04 + 08 = 12.

 1,0  1010



 4,0  10 12 .

A solubilidade do BaSO4 em uma solução de K2SO4, de concentração 0,001 mol/L, é 100 vezes menor do que a solubilidade desse mesmo sal em água pura: BaSO4 (s)  Ba2 (aq)  SO 42 (aq) x [Ba

2

]  [SO4

2

x ]  1,0  10 10

x 2  1,0  1010  x  1,0  10 10  10 5 [SO42 ]  105 mol / L

Finalmente calcularemos pH: Prof. Welfilé

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Equilíbiro Químico!!! K 2SO4 (s)  2K  (aq)  SO 42 (aq) 2  103

  Na (aq)  Cl (aq)  Ag(aq)  NO3(aq)  AgCl (s)  Na (aq)  NO3(aq)

0,0025 mol 0,001 mol

103

Cl

[SO42 ]'  103 mol / L [SO4 [SO4

2

2

]

]'



10

5

mol / L

10

3

mol / L



1 100

[Cl  ] 

105 M

105 M

KPS  105 105  1010  1,0  10 10 Cálculo do número de mols de cátions bário em 100 mL de solução: Ba2(aq)  SO42(aq)

€

105 M

105 M

105 mol (Ba2 ) n 2 n

Ba2 

 10

Ba 6

0,0015 mol 0,0015 mol   5  10 2 M (0,025 L  0,005 L) 0,030 L

250  103  7,0  10 3 M 35,5

Resposta da questão 23: [D]

KPS  [Ba2 ][SO42 ]

BaSO4(s)

 0,0025 mol  0,001 mol  0,0015 mol

O índice está acima do valor de referência.

Ba2(aq)  SO42(aq)

105 M

0,001 mol

 Água potável:  Cl  cerca de 250 mg/L.

Cálculo do KPS do sulfato de bário: €

(aq) (excesso)

[Cl  ]excesso 

Resposta da questão 21: [D]

BaSO4(s)



105 M

1000 mL 100 mL

mol (Ba2 )  7,0  10 3 mol (tolerância)

Teremos a seguinte equação química para o equilíbrio em solução aquosa: Sr3(PO4)2 3Sr2+ + 2PO431 mol 3 mol 2 mol 2,5x10-7 M 7,5x10-7 M 5,0x10-7 M KPS = [Sr2+]3[PO43-]2 KPS = (7,5 x 10-7)3(5,0 x 10-7)2 KPS = 1,055 x 10-31 pKPS = – logKPS pKPS = – log(1,055 x 10-31) pKPS = –[log1,055 + log10-31] pKPS = 31 – log1,055  31

A ingestão de 100 mL de solução saturada de BaSO4 não pode ser letal.

Resposta da questão 24: [A]

Resposta da questão 22: [B]

De acordo com os valores de solubilidade fornecidos na tabela, teremos:

Teremos: 25,0 mL de solução de NaCl 0,10 M: 0,10 mol (NaCl ) 1000 mL

1,20 x 103 (NaBr) > 5,41 x 102 (MgCℓ2) > 3,60 x 102 (NaCℓ e MgSO4) > 6,80 x 10-1 (CaSO4) > 1,30 x 10-2 (CaCO3). Os sais com menor solubilidade precipitarão antes, ou seja, carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio, cloreto de magnésio e, por último, brometo de sódio.

n mol (NaCl )

25,0 mL

n(NaCl )  0,0025 mol  n

(Cl  )

 0,0025 mol

5,0 mL de uma solução padrão de AgNO3 0,20 M: 0,20 mol (AgNO3 )

1000 mL

n mol (AgNO3 )

5 mL

n(AgNO3 )  0,001 mol  n'

(Ag )

 0,001 mol

Kps do AgCl = 1,0x10 : -10

Ag(aq)  Cl (aq)

AgCl (s) ƒ

x 2

x  1,0  10

10

x M

[Cl  ]  105 M  haverá precipitação

Resposta da questão 25: [A] Resposta da questão 26: [E] Resposta da questão 27: [A] Primeira lacuna: Se a concentração de CO2 diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido de repor CO2, conforme enuncia o principio de le Chatelier. Assim haverá uma diminuição na concentração de H+ aumentando a basicidade do sangue. Prof. Welfilé

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Equilíbiro Químico!!! Segunda lacuna: Nesse caso, o aumento da concentração de CO2 provocará um deslocamento de equilíbrio no sentido de seu consumo, o que aumentará a produção de íons H+ aumentando a acidez do sangue. Terceira lacuna: Se o pH do sangue situa-se entre 7,35 e 7,45, dizemos então que será levemente básico. Quarta lacuna: Em situação de acidose, ocorre redução do pH sanguíneo aumentando sua acidez. Quinta lacuna: Em situação de alcalose, ocorre aumento do pH sanguíneo aumentando sua basicidade.

I. Falso. Os dados da tabela não mostram uma forte correlação entre as concentrações de nitrato e de oxigênio dissolvido na água. [Resposta do ponto de vista da disciplina de Química] Análise das afirmações: I. Incorreta. Nessas amostras, não se verifica correlação entre a concentração de nitrato e a de oxigênio, o pH diminui e as concentrações oscilam:

Resposta da questão 28: [B] Ponto A (novembro) Ponto B (novembro) Ponto A (maio) Ponto B (maio)

Uma solução tampão tem a propriedade de não apresentar grandes variações de pH, quando são adicionadas certas quantidades de ácidos ou bases fortes. A alternativa [B] afirma que o pH da solução tampão não varia. Resposta da questão 29: [C] Deve-se misturar um ácido fraco e um sal solúvel deste ácido com base forte: CH3 COOH e CH3 COONa . CH3  CH2  COOH € H  CH3  CH2  COO  CH3  CH2  COONa € Na  CH3  CH2  COO 

pH

Concentração de nitrato (mg/L)

Concentração de oxigênio (mg/L)

9,8

0,14

6,5

9,1

0,15

5,8

7,3

7,71

5,6

7,4

3,95

5,7

II. Correta. As amostras de água coletadas em novembro devem ter menos CO2 dissolvido do que aquelas coletadas em maio, pois o pH em maio é menor, ou seja, a concentração de íons H+ devido a presença do gás carbônico é maior.

Comentário: Observe:

Ponto B (novembro) Ponto A (maio)

HA € H  A  (pequena ionização do ácido) HA predomina na solução. CA € C  A  (dissociação total do sal) C e A  predominam na solução. Ao misturarmos um ácido qualquer a esta solução, ele liberará cátions H+ onde serão consumidos pelo equilíbrio HA € H  A  que será deslocado para a esquerda, no sentido de HA. Consequentemente, a acidez não aumenta e o pH não varia. Percebemos que não faltarão ânions A–, pois a dissociação do sal fabrica uma grande quantidade deles, garantindo a formação do ácido (HA). Analogamente, se misturarmos uma base qualquer a esta solução, ela liberará ânions OH– onde serão consumidos pelos cátions H+, formados pela ionização do ácido H  OH € H2O. Consequentemente, a basicidade não aumenta e o pH não varia. Não faltarão cátions H+ para reagirem com os ânions OH– da base, pois o ácido é fraco e por isso existirão muitas moléculas HA inteiras que continuarão a sofrer ionização, fornecendo mais cátions H+. Uma solução tampão apresentará pH estável até que todo o ácido e todo o sal sejam consumidos.

pH

Concentração de nitrato (mg/L)

9,1

0,15

7,3

7,71

III. Correta. Se as coletas tivessem sido feitas à noite, o pH das quatro amostras de água seria mais baixo do que o observado, pois a concentração de gás carbônico é maior neste período.

Resposta da questão 30: [D] [Resposta do ponto de vista da disciplina de Biologia] Prof. Welfilé

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