Apostila físico química e analítica - teoria e exercícios

Cursinho Pré-Universitário Popular – UFJF Professora Camila Talarico Química III
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1. TERMOQUÍMICA
A energia é um assunto de grande
importância não apenas nos meios científicos,
mas também para a sociedade em geral.
Entre as fontes energéticas mais
importantes estão os combustíveis, substâncias
que ao sofrerem combustão, liberam energia na
forma de calor.
Grande parte dos processos utilizados
para obter energia provoca sérios problemas
ambientais. No entanto, do conhecimento cada
vez maior a respeito do fluxo de energia e dos
fenômenos energéticos podem resultar novas
formas de obter energia.
A busca por fontes energéticas menos
poluentes, ou até mesmo não poluentes, é uma
das prioridades das pesquisas na área da
termoquímica.
1. Calor
O conceito científico de calor relaciona-se
com a diferença de temperatura entre dois
sistemas. O calor é o processo de transferência
de energia de um sistema, a uma temperatura
mais alta, para outro, a uma temperatura mais
baixa. Quanto maior a diferença de calor entre os
dois sistemas, maior a quantidade de calor
transferida.
Quando aquecido, a quantidade de calor que
um corpo pode receber depende da diferença de
temperatura entre o corpo e a fonte de calor, do
calor específico do material de que é feito o corpo
e de sua massa.
Q = m . c . ∆T
É usual expressar quantidade de calor em
calorias (cal). Caloria é a quantidade de energia
necessária para elevar em 1ºC a temperatura de
1 grama (o equivalente a 1 mililitro) de água.
Pode-se expressar quantidade de calor
também em joule, lembrando que 1 cal = 4,184 J.
2. Processos endotérmicos e
exotérmicos
A formação e a ruptura de ligações envolvem
a interação da energia com a matéria. Assim
como na mudança de estados físicos, as
transformações da matéria ocorrem com
absorção ou liberação de energia.
São dois os processos em que há troca de
energia na forma de calor:
- Processo exotérmico: o sistema libera calor e o
ambiente é aquecido.
Queima de velas e condensação da água
- Processo endotérmico: o sistema absorve calor
e o ambiente se resfria.
Cozimento de alimentos e bolsa de gelo instantânea
3. Entalpia e variação de entalpia
Nas reações químicas e nas
transformações físicas, a quantidade de calor
liberada ou absorvida é conhecida como calor de
reação. Os calores de reação representam a
variação de entalpia (∆H) do sistema, quando os
processos ocorrem à pressão constante.
A entalpia (H) de um sistema está
relacionada à sua energia interna e, na prática,
não pode ser determinada. Entretanto consegue-
se medir a variação de entalpia (∆H) de um
processo através de aparelhos chamados
calorímetros.
O cálculo da variação de entalpia é dado
pela expressão genérica:
∆H = Hfinal – Hinicial
ou
∆H = Hprodutos - Hreagentes
- Reações endotérmicas: R + calor  P
Nesse caso, há absorção de calor no
processo, portanto a Hprodutos é maior do que a
Hreagentes e ∆H é positivo.

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- Reações exotérmicas: R  P + calor
Nesse caso há liberação de calor,
portanto a Hprodutos é menor do que a Hreagentes e
∆H é negativo.
4. Entalpia e estados físicos
As mudanças de estado físico de uma
substância também envolvem trocas de calor. A
quantidade de energia envolvida está relacionada
com as modificações nas atrações entre as
partículas da substância, ou seja, com as
interações intermoleculares.
http://tomdaquimica.zip.net/arch2010-12 26_2011-01-01.html
Na fusão e na vaporização, as interações
moleculares são reduzidas, a entalpia da
substância aumenta caracterizando processos
endotérmicos.
Na liquefação há formação de interações
moleculares do estado líquido e na solidificação
as interações moleculares ficam mais intensas. A
entalpia da substância diminui, caracterizando um
processo exotérmico.
5. Equações termoquímicas
Nas equações termoquímicas devem ser
indicados todos os fatores que influem nas
variações de entalpia das reações. Por isso
devem ser destacados aspectos como o estado
físico dos reagentes e dos produtos, os
coeficientes estequiométricos, as variedades
alotrópicas, a temperatura e a pressão, bem
como o ∆H do processo.
Exemplo:
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = -394kJ (a 25°C, 1 atm)
Com o intuito de fazer comparações entre
processos, foi criado um referencial: a entalpia-
padrão (∆H°). A entalpia-padrão é utilizada
quando a variação da entalpia da reação é
determinada no estado-padrão das substâncias
(forma mais estável, a 25°C, sob pressão de 1
atm para os gases e na concentração de 1 mol/L
em soluções).
É importante considerar que:
- O valor de ∆H é diretamente proporcional às
quantidades de reagentes e de produtos que
aparecem na equação termoquímica.
- Quando uma reação ocorre no sentido contrário
ao indicado na equação química, se a reação
direta for exotérmica, a inversa será endotérmica,
e vice-versa.
6. Entalpia das reações químicas
6.1.Entalpia de combustão
A entalpia de combustão, ∆Hc°, é a variação
de entalpia na combustão completa de 1 mol de
uma substância no estado-padrão.
Reações de combustão são aquelas em que
uma substância denominada combustível, reage
com o gás oxigênio (O2). Numa combustão
completa os produtos da reação são somente
CO2 e H2O.
Exemplo:
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l)
∆H = - 212,8kcal/mol
Nessas reações, ∆H é sempre negativo,
ou seja, são reações exotérmicas.
6.2.Entalpia de formação
A entalpia padrão de formação, ∆Hf°, é a
variação de entalpia para a formação de uma
substância composta a partir de seus elementos
constituintes na forma de substâncias simples no
estado-padrão.
Exemplo:
Quando uma substância simples já se
encontra em seu estado-padrão, considera-se,
por convenção, ∆Hf° igual a zero.
Entalpias padrão de formação podem ser
combinadas para obter a entalpia padrão de
qualquer reação:

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Exemplo: Considere os dados da tabela abaixo, a
25°C e 1atm.
Substância
Entalpia de formação
(KJ/mol)
Amônia (gás) - 46
Ácido clorídrico (gás) - 92
Cloreto de amônio
(sólido)
-314
Calcule a variação de entalpia quando a base
reage com o ácido para formar o correspondente
sal.
6.3. Energia de ligação
A energia de ligação mede o calor necessário
para quebrar 1 mol de uma determinada ligação,
supondo as substâncias no estado gasoso, a 25°
e 1 atm.
A quebra de ligações é um processo
endotérmico, portanto ∆H é positivo.
Exemplo: H2(g)  2H(g) ∆H° = + 436KJ
A energia absorvida na quebra de uma
ligação é numericamente igual à energia liberada
na sua formação.
Exemplo: 2H(g)  H2(g) ∆H° = - 436KJ
Na ocorrência de uma reação química, há
ruptura das ligações dos reagentes e formação de
ligações para resultar em produtos. O saldo
energético entre a energia absorvida na ruptura
das ligações e a energia liberada na formação de
ligações determina o ∆H de uma reação.
Portanto, a variação de entalpia de uma reação
pode ser estimada usando as entalpias de ligação
envolvidas.
Exemplo: Calcule a ∆H na reação:
2HBr(g) + Cl2(g)  2HCl(g) + Br2(g)
conhecendo as seguintes energias de ligação:
Tipo de ligação
Energia de ligação
(Kcal/mol)
H – Br 87,4
Cl – Cl 57,9
H – Cl 103,1
Br – Br 46,1
7. Lei de Hess
A entalpia de muitas reações químicas não
pode ser determinada experimentalmente. Assim,
a entalpia desse tipo de reação pode ser
calculada a partir da entalpia de outras reações,
utilizando-se a lei de Hess:
A variação de entalpia para qualquer
processo depende somente da natureza dos
reagentes e dos produtos e independe do número
de etapas do processo ou da maneira como é
realizada a reação.
De acordo com essa lei, é possível calcular a
variação de entalpia de uma reação por meio da
soma algébrica de equações químicas de reações
que possuam ∆H conhecidos.
Exemplo: Formação de dióxido de carbono.
8. Aspectos estequiométricos
Cálculos estequiométricos que envolvem
energia relacionam a quantidade de substância
(em massa, em mols, em volume, em número de
moléculas etc.) com a quantidade de calor
liberada ou absorvida em uma reação química.
Exemplo: A entalpia-padrão de combustão do
etanol (C2H6O) líquido é -1367 kJ/mol e sua
densidade é 0,80 g/mL. Qual a energia liberada
na queima de 1,0 L de etanol?

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EXERCÍCIOS
ENEM
1. Equipamentos com dispositivo para jato de
vapor de água a 120ºC é utilizado na limpeza
doméstica para eliminação de ácaros.
Com base nos dados da tabela, na informação e
nos conhecimentos sobre termoquímica, pode-se
afirmar:
a) O calor molar de vaporização da água na fase
líquida é –44 kJ.
b) A energia necessária à vaporização de 1,0mol
de água, na fase líquida, é suficiente para romper
as ligações oxigênio-hidrogênio nela existentes.
c) A eliminação de ácaros ocorre mediante
processo exotérmico.
d) Massas iguais de vapor de água, a 100ºC e a
120ºC, contêm as mesmas quantidades de
energia.
e) O valor absoluto do calor molar de vaporização
da água líquida é igual ao valor absoluto do calor
molar de liquefação da água, nas mesmas
condições.
2. Numa sauna a vapor, o calor envolvido na
condensação do vapor d’água é, em parte,
responsável pelo aquecimento da superfície da
pele das pessoas que estão em seu interior, de
acordo com o diagrama abaixo:
De acordo com as informações fornecidas, o que
ocorrerá na transformação de 1 mol de água
vaporizada em 1 mol de água líquida?
a) liberação de 44 kJ;
b) absorção de 44 kJ;
c) liberação de 527,6 kJ;
d) absorção de 527,6 kJ;
e) nenhuma das respostas anteriores.
3. Considere a reação de fotossíntese e a reação
de combustão da glicose, representadas a seguir:
6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 6O2(g)
C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l)
Sabendo que a energia envolvida na combustão
de 1mol de glicose é de 2,8 . 10
6
J, ao sintetizar
0,5mol de glicose, a planta:
a) libera 1,4 . 10
6
J d) absorve 2,8 . 10
6
J
b) libera 2,8 . 10
6
J e) absorve 5,6 . 10
6
J
c) absorve 1,4 . 10
6
J
4. A fabricação do diamante pode ser feita
comprimindo grafita a uma temperatura elevada
empregando catalisadores metálicos como tântalo
e cobalto. Analisando os dados obtidos
experimentalmente em calorímetros:
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393,5KJ/mol
C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -395,6KJ/mol
a) A formação de CO2 é sempre endotérmica.
b) A conversão da forma grafita na forma
diamante é exotérmica.
c) A forma alotrópica estável do carbono nas
condições da experiência é a grafita.
d) A variação de entalpia da transformação do
carbono grafita em carbono diamante nas
condições da experiência é ∆H = -2,1KJ/mol.
e) A forma alotrópica grafita é o agente oxidante e
o diamante é o agente redutor das reações de
combustão.
5. O peróxido de hidrogênio (H2O2) é um
composto de uso comum devido a suas
propriedades alvejantes e antissépticas. Esse
composto, cuja solução aquosa e conhecida no
comercio como “água oxigenada”, e preparado
por um processo cuja equação global é:
Considere os valores de entalpias fornecidos para
as seguintes reações:
O valor da entalpia padrão de formação do
peróxido de hidrogênio líquido e:
a) - 474 kJ mol
-1
c) - 188 kJ mol
-1
b) - 376 kJ mol
-1
d) + 188 kJ mol
-1
6. O carbeto de tungstênio, WC, é uma
substância muito dura e, por esta razão, é

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utilizada na fabricação de vários tipos de
ferramentas. A variação de entalpia da reação de
formação do carbeto de tungstênio a partir dos
elementos Cgrafite e W(s) é difícil de ser medida
diretamente, pois a reação ocorre a 1.400ºC. No
entanto, pode-se medir com facilidade os calores
de combustão dos elementos Cgrafite, W(s) e do
carbeto de tungstênio, WC(s):
2W(s) + 3O2(g)→ 2WO3(s) ΔH = –1.680,6 kJ
Cgrafite + O2(g) → CO2(g) ΔH = –393,5 kJ
2WC(s)+5O2(g)→2CO2(g)+2WO3(s) ΔH = –2.391,6 kJ
Pode-se, então, calcular o valor da entalpia da
reação abaixo e concluir se a mesma é
endotérmica ou exotérmica:
W(s) + Cgrafite → WC(s) ΔH = ?
A qual alternativa correspondem o valor de ΔH e
o tipo de reação?
7. O fosgênio (COCl2) ou diclorometanona é um
gás tóxico que foi utilizado na Primeira Guerra
Mundial como arma química do tipo sufocante.
Utilizando os dados a seguir, calcule o ΔH de
formação do gás fosgênio, em kJ/mol, e assinale
a alternativa CORRETA.
a) -1004 c) – 409 e) +1891
b) +1004 d) - 1891
8. Com base nos dados da tabela,
pode-se estimar que o ΔH da reação
representada por H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g), dado
em kJ por mol de HCl(g), é igual a:
a) –92,5 c) –247 e) +92,5
b) –185 d) +185
9. Uma das etapas envolvidas na produção do
álcool combustível é a fermentação.
A equação que apresenta esta transformação é:
enzima
C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2
Conhecendo-se os calores de formação da
glicose, do gás carbônico e do álcool,
respectivamente, –302, –94 e –66 kcal/mol, pode-
se afirmar que a fermentação ocorre com:
a) liberação de 18 kcal/mol;
b) absorção de 18 kcal/mol;
c) liberação de 142 kcal/mol;
d) absorção de 142 kcal/mol;
e) variação energética nula
10. Como é possível notar através de uma análise
do gráfico, o cristal de KCl tem energia mais baixa
do que os átomos isolados de potássio, K(g) e
cloro, Cl(g), e mesmo em relação às substâncias
simples, gás cloro, Cl2(g) e potássio metálico, K(s).
Observando os valores das variações de entalpia
de cada etapa do ciclo, ΔH, marque a opção que
apresenta o valor CORRETO para o ΔH
correspondente à formação do KCl(s).
a) -717 kJ mol
-1
d) +280 kJ mol
-1
b) -349 kJ mol
-1
e) -177 kJ mol
-1
c) -437 kJ mol
-1
11. Muitos especialistas em energia acreditam
que os alcoóis vão crescer em importância em um
futuro próximo. Realmente, alcoóis como metanol
e etanol têm encontrado alguns nichos para uso
doméstico como combustível há muitas décadas
e, recentemente, vêm obtendo uma aceitação
cada vez maior como aditivos, ou mesmo como
substitutos para gasolina em veículos. Algumas

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das propriedades físicas desses combustíveis são
mostradas no quadro seguinte.
Dados : Massa molares em g/mol: H = 1,0; C =
12,0; O = 16,0.
Considere que, em pequenos volumes, o custo de
produção de ambos os alcoóis seja o mesmo.
Dessa forma, do ponto de vista econômico, é
mais vantajoso utilizar:
a) metanol, pois sua combustão completa fornece
aproximadamente 22,7 kJ de energia por litro de
combustível queimado.
b) etanol, pois sua combustão completa fornece
aproximadamente 29,7 kJ de energia por litro de
c) metanol, pois sua combustão completa fornece
aproximadamente 17,9 MJ de energia por litro de
d) etanol, pois sua combustão completa fornece
e) etanol, pois sua combustão completa fornece
12. O processo de aquecimento baseado em
energia solar consiste na utilização de um produto
denominado sal de Glauber, representado por
Na2SO4 . 10H2O, que se transforma segundo as
equações abaixo:
Considere, na equação relativa à noite, que o
calor liberado seja de 20 kcal/mol de Na2SO4 .
10H2O, para um rendimento hipotético de 100%
da reação.
Para aquecer uma casa cujo consumo é de
10.000 kcal durante uma noite, a massa de sal de
Glauber que deverá ser utilizada, em kg,
corresponde a:
a) 161 b) 101 c) 71 d) 51
13. Uma solução de ácido clorídrico pode ser
neutralizada utilizando-se hidróxido de sódio. A
partir da tabela de ∆H de formação, calcule a
variação de entalpia dessa reação de
neutralização.
14. (PISM II) A equação química a seguir
representa a formação de enxofre a partir de
gases vulcânicos.
a) Escreva a equação química balanceada que
representa a reação entre o SO2 e a água bem
como o nome da substância formada.
b) Sabendo-se que o ΔHformação das espécies
envolvidas nessa reação são -296,8 kJ/mol para o
SO2(g), -20,60 kJ/mol para o H2S(g), -285,8 kJ/mol
para H2O(l) e 0,00 kJ/mol para o S(s), calcule o
valor do ΔH da reação de formação do enxofre a
25°C.
c) Com o valor de ΔH obtido anteriormente,
classifique a reação como endotérmica ou
exotérmica. Justifique.
15. Por “energia de ligação” entende-se a
variação de entalpia (ΔH) necessária para
quebrar 1mol de uma dada ligação. Esse
processo é sempre endotérmico (ΔH > 0). Assim,
no processo representado pela equação
CH4(g) → C(g) + 4H(g), ΔH = 1663 KJ/mol, são
quebrados 4 mol de ligações C --- H, sendo a
energia de ligação, portanto 416KJ/mol. Sabendo
que no processo C2H6(g) → 2C(g) + 6H(g), ΔH =
2826 KJ/mol, são quebradas ligações C --- C e
C --- H, qual o valor da energia de ligação
C --- C? Indique os cálculos.
16. (UERJ) O metanal é um poluente atmosférico
proveniente da queima de combustíveis e de
atividades industriais. No ar, esse poluente é
oxidado pelo oxigênio molecular formando ácido
metanóico, um poluente secundário. Na tabela
abaixo, são apresentadas as energias das
ligações envolvidas nesse processo de oxidação.

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Em relação ao metanal, determine a variação de
entalpia correspondente à sua oxidação, em
kJ.mol
-1
.
17. (UFRJ) De acordo com a Coordenadoria
Municipal de Agricultura, o consumo médio
carioca de coco verde é de 8 milhões de frutos
por ano, mas a produção do Rio de Janeiro é de
apenas 2 milhões de frutos.
Dentre as várias qualidades nutricionais da água-
de-coco, destaca-se ser ela um isotônico natural.
A tabela acima apresenta resultados médios de
informações nutricionais de uma bebida isotônica
comercial e da água-de-coco.
a) Uma função importante das bebidas isotônicas
é a reposição de potássio após atividades físicas
de longa duração; a quantidade de água de um
coco verde (300 mL) repõe o potássio perdido em
duas horas de corrida.
Calcule o volume, em litros, de isotônico
comercial necessário para repor o potássio
perdido em 2 h de corrida.
b) A tabela a seguir apresenta o consumo
energético médio (em kcal/min) de diferentes
atividades físicas.
Calcule o volume em litros de água-de-coco
necessário para repor a energia gasta após 17
minutos de natação.
18. Considere uma gasolina constituída apenas
de etanol e de n-octano, com frações molares
iguais. As entalpias de combustão do etanol e do
n-octano são –1368 e –5471 kJ/mol,
respectivamente. A densidade dessa gasolina é
0,72 g/cm
3
e a sua massa molar aparente, 80,1
g/mol.
a) Escreva a equação química que representa a
combustão de um dos componentes dessa
gasolina.
b) Qual a energia liberada na combustão de 1,0
mol dessa gasolina?
c) Qual a energia liberada na combustão de 1,0
litro dessa gasolina?
19. (Unicamp) – Agora sou eu que vou me
deliciar com um chocolate – diz Naná. E continua:
– Você sabia que uma barra de chocolate
contém 7% de proteínas, 59% de carboidratos e
27% de lipídios e que a energia de combustão
das proteínas e dos carboidratos é de 17 kJ/g e
dos lipídios é 38 kJ/g aproximadamente?
a) Se essa barra de chocolate tem 50 g, quanto
de energia ela me fornecerá?
b) Se considerarmos o “calor específico” do corpo
humano como 4,5 J g
–1
K
–1
, qual será a variação
de temperatura do meu corpo se toda esta
energia for utilizada para o aquecimento? O meu
“peso”, isto é, a minha massa, é 60 kg. Admita
que não haja dissipação do calor para o
ambiente.
20. (Fuvest-SP) Experimentalmente se observa
que, quando se dissolve etanol na água, há
aumento de temperatura da mistura. Com base
nesse fato, confirme ou negue a seguinte
afirmação: "A dissolução de etanol em água é um
processo endotérmico".
21.(Fuvest)Benzeno pode ser obtido a partir
de hexano por reforma catalítica.
Considere as reações da combustão:
H2(g) + 1/2 O2(g)→H2O(l)
Calor liberado = 286kJ/mol de combustível
C6H6(l) + 15/2 02(g)→6CO2(g) + 3H2O(l)
C6H14(l) + 19/2 02(g)→6CO2(g) + 7H2O(l)
Podemos então afirmar que na formação de
1mol de benzeno, a partir do hexano, há:
a) liberação de 249 kJ.
b) absorção de 249 kJ.
c) liberação de 609 kJ.
d) absorção de 609 kJ.
e) liberação de 895 kJ.
22. (Unirio-RJ) Os soldados em campanha
aquecem suas refeições pronta, contidas
dentro de uma bolsa plástica com água. Dentro
dessa bolsa existe o metal magnésio, que se

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combina com a água e forma hidróxido de
magnésio. A equação não-balanceada é:
Mg(s) + H2O(l) ---- Mg(OH)2 + H2(g)
As entalpias de formação a 25°C e 1atm são:
∆H°H2O(l) = - 268,0 kJ/mol
∆H° Mg(OH)2 (aq) = - 925,0 kJ/mol
A variação de entalpia desta reação, em kJ/mol,
é:
a) – 1496,1 c) – 352,9 e) +1496,1
b) – 638,7 d) +352,9
23. (Fuvest) O monóxido de nitrogênio (NO) pode
ser produzido diretamente a partir de dois gases
que são os principais constituintes do ar
atmosférico, por meio da reação representada por
O NO pode ser oxidado, formando o dióxido de
nitrogênio (NO2), um poluente atmosférico
produzido nos motores a explosão:
Tal poluente pode ser decomposto nos gases N2
e O2:
Essa última transformação
a) libera quantidade de energia maior do que 114
kJ.
b) libera quantidade de energia menor do que 114
kJ.
c) absorve quantidade de energia maior do que
114 kJ.
d) absorve quantidade de energia menor do que
114 kJ.
e) ocorre sem que haja liberação ou absorção de
energia.
24. (Fuvest) O “besouro bombardeiro” espanta
seus predadores, expelindo uma solução quente.
Quando ameaçado, em seu organismo ocorre a
mistura de soluções aquosas de hidroquinona,
peróxido de hidrogênio e enzimas, que promovem
uma reação exotérmica, representada por:
O calor envolvido nessa transformação pode ser
calculado, considerando-se os processos:
Assim sendo, o calor envolvido na reação que
ocorre no organismo do besouro é
a) -558 kJ.mol
-1
d) +558 kJ.mol
-1
b) -204 kJ.mol
-1
e) +585 kJ.mol
-1
c) +177 kJ.mol
-1
25. (FGV) Considere os seguintes processos
envolvidos na dissolução de sulfato de potássio
em água:
I. Ruptura, pelo menos parcial, das ligações
iônicas do sulfato de potássio sólido.
II. Ruptura, pelo menos parcial, das ligações de
hidrogênio na água líquida.
III. Formação das interações entre os íons
provenientes do sulfato de potássio aquoso e as
moléculas polares da água (solvatação).
É correto afirmar que esses processos são,
respectivamente,
(A) endotérmico endotérmico e exotérmico.
(B) endotérmico, exotérmico e endotérmico.
(C) exotérmico, endotérmico e endotérmico.
(D) endotérmico, endotérmico e endotérmico.
(E) exotérmico, exotérmico e endotérmico.
26. (Mackenzie) O gás propano é um dos
integrantes do GLP (gás liquefeito de petróleo) e,
desta forma, é um gás altamente inflamável.
Abaixo está representada a equação química
NÃO BALANCEADA de combustão completa do
gás propano.
Na tabela, são fornecidos os valores das energias
de ligação, todos nas mesmas condições de
pressão e temperatura da combustão.
Assim, a variação de entalpia da reação de
combustão de um mol de gás propano
será igual a
a) – 1670 kJ. d) – 4160 kJ.
b) – 6490 kJ. e) + 4160 kJ.
c) + 1670 kJ.
27. (Mackenzie) A hidrazina, cuja fórmula
química é N2H4, é um composto químico com
propriedades similares à amônia, usado entre
outras aplicações como combustível para
foguetes e propelente para satélites artificiais.
Em determinadas condições de temperatura e
pressão, são dadas as equações termoquímicas
abaixo.
I. N2(g) + 2 H2(g) → N2H4(g) ΔH = + 95,0 kJ/mol
II. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH = – 242,0 kJ/mol

71
A variação da entalpia e a classificação para o
processo de combustão da hidrazina, nas
condições de temperatura e pressão, de acordo
com a equação
N2H4(g) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(g),
respectivamente,
a) – 579 kJ/mol; processo exotérmico.
b) + 389 kJ/mol; processo endotérmico.
c) – 389 kJ/mol; processo exotérmico.
d) – 147 kJ/mol; processo exotérmico.
e) + 147 kJ/mol; processo endotérmico.
28. (PUC_Campinas) Considere as equações
termoquímicas referentes à queima de carbono:
Para obter a mesma quantidade de energia
liberada na queima de 1 mol de carbono na
equação I, deve-se queimar, conforme a reação
II, uma massa de carbono correspondente a,
aproximadamente,
(A) 55 g (D) 17 g
(B) 43 g (E) 12 g
(C) 21 g
Gabarito
1. d 7. a
2. a 8. a
3. c 9. a
4. c 10. c
5. a 11. d
6. c 12. a
13. -57,31KJ/mol
14. a) SO2 + H2O  H2SO3
Ácido sulforoso
b) -233,6KJ/mol
c) Exotérmica
15. + 330KJ/mol
16. -157KJ/mol
17. a) 6L
b) 0,25L
18. a) C8H18(l) + 25O2(g)  8CO2(g) + 9H2O(g)
Ou
C2H5OH(l) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(g)
b) -3419,5KJ/mol
c) 3,07 . 10
4
KJ
19. a) 1074,0kJ
b) 4°C ou 4K
20. A afirmação é incorreta. A dissolução do
etanol é um processo exotérmico.
21. b 25. a
22. c 26. a
23. b 27. a
24. b 28. b
BIBLIOGRAFIA
- USBERCO, J.; SALVADOR, E.: Química. 5°
edição. São Paulo: Saraiva, 2002. Volume único.
- ATKINS, P.; JONES, L.: Princípios de Química:
Questionando a vida moderna e o meio ambiente.
2° edição. Porto Alegre: Bookman, 2001.
- NÓBREGA, O.S.; SILVA, E.R.; SILVA, R.H.:
Química. 1° edição. São Paulo: Editora Ática,
2008. Volume único.
- FELTRE, R.: Fundamentos da Química. 2°
edição. São Paulo: Moderna, 1996. Volume único.
- MORTIMER, E.F.; MACHADO, A.H.: Química.
1° edição. São Paulo: Editora Scipione, 2008.
Volume único.
- PERUZZO, F.M.; CANTO, F.M.: Química: na
abordagem do cotidiano. 4° edição. São Paulo:
Moderna, 2010. Volume 2.
- LISBOA, J.C.F.: Química. 1° edição. São Paulo:
Edições SM, 2010. Volume 2.
- http://tomdaquimica.zip.net/arch2010-12
26_2011-01-01.html

72
2. CINÉTICA QUÍMICA
Toda reação química necessita de certo
tempo para se completar. Algumas reações são
extremamente rápidas, como por exemplo, a
neutralização entre um ácido e uma base em
solução aquosa. Existem, por outro lado, reações
extremamente lentas.
Reação entre solução aquosa de nitrato de chumbo III
e iodeto de potássio (quase instantânea), e formação
de ferrugem em ferro (reação lenta).
A velocidade com que ocorrem as
reações depende de uma série de fatores, como
estado físico dos reagentes, temperatura,
concentração dos reagentes, presença de
catalisador ou inibidor, superfície de contato (no
caso de reagentes sólidos) e a pressão do
sistema, no caso de haver reagentes no estado
gasoso.
O estudo da cinética inclui a
compreensão dos modelos que explicam as
reações químicas, bem como os fatores que
nelas interferem.
1. Teoria da colisão
Para as reações químicas ocorrerem é
necessário haver aproximação e contato entre as
partículas reagentes. Essa é a idéia básica da
teoria das colisões.
Sabemos que as partículas de uma
substância química possuem energia própria que
faz com que elas fiquem em movimento. Tal
movimento dá origem a colisões, e a partir dessas
colisões pode ocorrer uma reação química.
Para que haja uma reação é necessário
que a colisão ocorra com uma energia capaz de
provocar um rearranjo de átomos dos reagentes,
formando novas ligações. Além do fator energia
os choques devem ocorrer segundo uma
orientação favorável.
A rapidez de uma reação depende da
freqüência das colisões e da fração dessas
colisões que são efetivas, ou seja, colisões com
energia suficiente e orientação favorável.
No instante em que ocorre o choque
efetivo forma-se uma estrutura que recebe o
nome de complexo ativado e que pode ser
definido como um estágio intermediário em que
todas as partículas dos reagentes estão
agregadas. A energia mínima necessária para
formar o complexo ativado é chamada de energia
de ativação (Ea).
A energia de ativação funciona como uma
“barreira” a ser vencida pelos reagentes para que
a reação ocorra. Assim, quanto maior for essa
energia de ativação, mais lenta será a reação e
vice-versa.
http://www.colegioweb.com.br/quimica/analise-grafica-da-energia-de-ativacao.html
2. Rapidez das reações químicas
Rapidez ou velocidade de uma reação é
uma grandeza que indica como as quantidades
de regente ou produto dessa reação variam com
o passar do tempo. É expressa pela variação da
concentração, da quantidade de matéria, da
pressão, da massa ou do volume, por unidade de
tempo.
A unidade associada à velocidade da
reação depende da propriedade do sistema e da
unidade de tempo consideradas.
A rapidez da reação diminui com o tempo,
ou seja, à medida que os reagentes são
consumidos, a reação torna-se mais lenta. Uma

73
das razões para isso é que à medida que a
quantidade de reagentes diminui o número de
colisões efetivas também diminui.
3. Fatores que influem na velocidade das
reações
3.1.Superfície de contato
No caso de reações em que participam
substâncias em diferentes fases, verifica-se que a
rapidez da reação depende da superfície de
contato entre essas fases. Assim, quanto mais
fragmentado for esse reagente, maior será o
número de choques, e maior será a velocidade da
reação.
3.2.Temperatura
Quando a temperatura de um sistema em
reação aumenta, a energia cinética média das
partículas aumenta o que faz com que tanto a
freqüência de colisões como a energia envolvida
em cada colisão aumentem. Consequentemente,
a quantidade de colisões efetivas aumenta,
provocando aumento da rapidez da reação.
3.3.Concentração
Aumentando a concentração dos reagentes
iremos aproximar suas moléculas, aumentar a
freqüência dos choques efetivos e,
consequentemente, aumentar a velocidade da
reação.
3.4.Catalisadores
Os catalisadores são substâncias que
aceleram uma reação sem serem consumidas, ou
seja, são regenerados no final do processo.
Aumentam a velocidade de uma reação, pois
abaixam a energia de ativação.
http://w3.ufsm.br/juca/activate.htm
3.5.Pressão
Um aumento da pressão favorece
principalmente as reações entre gases,
aproximando as moléculas, aumentando a
freqüência dos choques entre as moléculas e,
portanto, aumentando a velocidade das reações.
3.6.Luz
A luz é uma forma de energia e pode
interferir na velocidade de algumas reações
químicas. Ao atingir os reagentes, ela transfere
para eles parte sua energia. Dessa forma, como
as partículas reagentes possuem energia maior,
areação ocorre com maior rapidez.
4. Lei cinética
A maneira pela qual a concentração dos
reagentes interfere na rapidez de uma reação
deve ser determinada experimentalmente, pois
cada reação tem sua rapidez alterada de maneira
diferente.
De forma geral, para uma dada reação
química:
aA + bB + cC + ...  xX + yY + zZ + ...
a velocidade é expressa pela fórmula:
v = k[A]
a
[B]
b
[C]
c
...
onde k é a constante de velocidade da reação.
Essa fórmula é chamada Lei da Velocidade da
reação.
Para uma reação que ocorre em duas ou
mais etapas, a velocidade da reação global é
igual à velocidade da etapa mais lenta. Portanto,
para escrever a lei de velocidade global,
consultamos a etapa lenta e não a equação
global.
EXERCÍCIOS
1. O gráfico mostrado abaixo foi construído com
dados obtidos no estudo de decomposição do íon
tiossulfato (S2O3
2–
), a temperatura constante em
meio ácido variando a concentração molar do íon
(diluição em água). A reação ocorre com maior e
menor velocidade média respectivamente nos
trechos:
a) II e III
b) I e IV
c) II e IV
d) III e IV
2. Um dos componentes presentes num
determinado xarope não apresenta mais efeito
terapêutico quando a sua concentração é igual ou
inferior a 0,25mol/L. Esse medicamento é vendido
como uma solução, cuja concentração desse
componente é igual a 1,00mol/L. Sabendo-se que

74
a velocidade de decomposição do medicamento é
de 0,5 mol/L por ano, qual é a validade do
medicamento?
a) 3 anos
b) 2 anos
c) 18 meses
d) 12 meses
e) 15 meses
3. Um químico realizou um experimento para
estudar a velocidade de dissolução (solubilização
em função do tempo) de comprimidos
efervescentes em relação ao estado do
comprimido e à temperatura da água. Utilizando
sempre a mesma quantidade de água, registrou
os tempos aproximados (em segundos) de
dissolução, e os resultados estão representados
no gráfico abaixo.
Com base no gráfico são feitas as seguintes
afirmações:
I. Para o comprimido amassado, a velocidade de
dissolução é maior.
II. A velocidade de dissolução do comprimido
diminui conforme aumenta a temperatura.
III. A quantidade de comprimidos nos
experimentos não influencia a velocidade de sua
dissolução.
IV. A uma temperatura de 40°C, um comprimido
inteiro demoraria cerca de 19s para se dissolver.
V. Com o aumento da temperatura, a aceleração
da dissolução é maior para o comprimido
amassado.
São corretas apenas as afirmações
a) I, III e IV.
b) II, IV e V.
c) I, II e III.
d) I, IV e V.
e) II, III e IV.
4. Quando a manteiga é exposta ao ar à
temperatura ambiente, ocorre uma mudança no
seu sabor e odor, dando origem à manteiga
rançosa. A substância química responsável pelo
ranço na manteiga é o ácido butírico ou
butanoico. Esse ácido é formado pela reação de
hidrólise dos glicerídeos (ésteres) presentes na
manteiga. Considerando a total formação da
manteiga rançosa, é CORRETO afirmar que:
a) a temperatura não afeta a velocidade de
hidrólise dos glicerídeos presentes na manteiga.
b) armazenar a manteiga na geladeira diminui a
velocidade da reação de hidrólise dos glicerídeos.
c) a diminuição do pH da manteiga evita a
formação do ácido butanoico.
d) a adição de um catalisador acarreta o aumento
da quantidade final obtida de ácido butanoico.
e) ao se dividir a manteiga em quatro pedaços,
diminui-se a velocidade de formação do ácido
butanoico.
5. Ao abastecer um automóvel com gasolina, é
possível sentir o odor do combustível a certa
distância da bomba. Isso significa que, no ar,
existem moléculas dos componentes da gasolina,
que são percebidas pelo olfato. Mesmo havendo,
no ar, moléculas de combustível e de oxigênio,
não há combustão nesse caso. Três explicações
diferentes foram propostas para isso:
I. As moléculas dos componentes da gasolina e
as do oxigênio estão em equilíbrio químico e, por
isso, não reagem.
II. À temperatura ambiente, as moléculas dos
componentes da gasolina e as do oxigênio não
têm energia suficiente para iniciar a combustão.
III. As moléculas dos componentes da gasolina e
as do oxigênio encontram-se tão separadas que
não há colisão entre elas.
Dentre as explicações, está correto apenas o que
se propõe em
a) I.
b) II.
c) III.
d) I e II.
e) II e III.
6. Analise as curvas mostradas a seguir. Nelas,
encontram-se descritos graficamente alguns
padrões idealizados de variação da entalpia no
decorrer de reações químicas, abrangendo quatro
diferentes possibilidades. Escolha a alternativa na
qual se encontra enunciada uma previsão correta
para a velocidade de reação e a energia liberada
esperadas tendo em vista os valores registrados
na curva descrita.
a) Curva I: traduz uma maior velocidade de
reação associada a uma menor energia liberada
b) Curva II: traduz uma maior velocidade de
reação associada a uma maior energia liberada
c) Curva III: traduz uma menor velocidade de
reação associada a uma maior energia liberada
d) Curva IV: traduz uma menor velocidade de
reação associada a uma menor energia liberada
7. A água oxigenada é uma substância oxidante
que, em meio ácido, permite a obtenção de iodo,

75
a partir de iodetos existentes nas águas-mães
das salinas, como mostra a reação escrita abaixo:
H2O2 + 2H3O
+
+ 2l
-
 4H2O + l2
Quando se faz um estudo cinético dessa reação
em solução aquosa e se examina,
separadamente, a influência da concentração de
cada reagente, na velocidade da reação (v),
obtêm-se os gráficos seguintes:
A expressão da lei de velocidade da reação é:
a) v = k . [H2O2] . [I
–
]
b) v = k . [H3O
+
]
c) v = k . [H2O2] . [H3O
+
]
d) v = k . [H3O
+
] . [I
–
]
8. O NO2 proveniente dos escapamentos dos
veículos automotores é também responsável pela
destruição da camada de ozônio. As reações que
podem ocorrer no ar poluído pelo NO2, com o
ozônio, estão representadas pelas equações
químicas I e II, e pela equação química global III.
Com base nessas informações e nos
conhecimentos sobre cinética química, pode-se
afirmar:
a) A expressão de velocidade para a equação
química global III é representada por V =
k[NO2][O3].
b) A adição de catalisador às etapas I e II não
altera a velocidade da reação III.
c) Duplicando-se a concentração molar de NO2(g)
a velocidade da reação quadruplica.
d) A velocidade das reações químicas
exotérmicas aumenta com a elevação da
temperatura.
e) A equação química III representa uma reação
elementar.
9. (PISM III) O pentóxido de dinitrogênio (N2O5) é
um sólido cristalino incolor que sublima numa
temperatura próxima à ambiente, também
conhecido por anidrido nítrico. Pode ser
decomposto em oxigênio molecular e em dióxido
de nitrogênio. O gráfico abaixo descreve os
resultados de um experimento, realizado em um
recipiente fechado, sobre a velocidade de
decomposição do N2O5(g), em presença de
catalisador.
Em relação a esse experimento, pede-se:
a) Correlacione as curvas I e II descritas no
gráfico com os produtos formados.
b) A equação balanceada para a decomposição
do N2O5.
c) Calcule a velocidade da reação no intervalo de
1h a 2h.
10. (UERJ) A irradiação de microondas vem
sendo utilizada como fonte de energia para
determinadas reações químicas, em substituição
à chama de gás convencional. Em um laboratório,
foram realizados dois experimentos envolvendo a
reação de oxidação do metilbenzeno com KMnO4
em excesso. A fonte de energia de cada um, no
entanto, era distinta: irradiação de micro-ondas e
chama de gás convencional.
Observe, no gráfico abaixo, a variação da
concentração de metilbenzeno ao longo do tempo
para os experimentos:
Observe, agora, a equação química que
representa esses experimentos:
Para o experimento que proporcionou a maior
taxa de reação química, determine a velocidade
média de formação de produto, nos quatro
minutos iniciais, em g.L
-1
.min
-1
.
Em seguida, calcule o rendimento da reação.
11. A figura a seguir apresenta projeções,
resultantes de simulações computacionais, da
concentração de dióxido de carbono, em ppm, na
atmosfera terrestre até o ano de 2200.

76
As projeções dependem do aumento anual da
velocidade de emissão de dióxido de carbono.
a) Determine a velocidade média de emissão do
dióxido de carbono entre os anos de 2020 e 2050
para o pior cenário de emissão apresentado no
gráfico.
b) Sabe-se que a massa total de ar na atmosfera
é de 5 x 10
21
g. Calcule a quantidade (em kg) de
dióxido de carbono que estaria presente na
atmosfera terrestre no ano de 2060 usando a
projeção em que a velocidade de emissão é
constante.
12. (UFJF) Uma forma de se alterar a velocidade
de reações químicas é adicionar uma substância,
denominada de catalisador, que praticamente não
sofre alteração ao final do processo reacional. A
velocidade de decomposição do acetaldeído pode
ser modificada pela adição de iodo gasoso (I2) ao
sistema. Essa reação ocorre em duas etapas que
estão representadas abaixo. Para esse processo,
responda às questões a seguir.
a) Escreva a reação global de decomposição do
acetaldeído.
b) Escreva a expressão para a lei de velocidade
da primeira etapa do processo de decomposição
do acetaldeído.
c) Se, no início, a concentração de acetaldeído foi
de 3,0 x 10
-2
mol.L
-1
e, ao atingir o equilíbrio, a
concentração do mesmo é de 1,0 x 10
-2
mol.L
-1
,
calcule o tempo necessário para a reação atingir
o equilíbrio, considerando que a velocidade da
primeira etapa é igual a 0,50 mol.L
-1
.min
-1
.
13. (Fuvest) Um estudante desejava estudar,
experimentalmente, o efeito da temperatura sobre
a velocidade de uma transformação química.
Essa transformação pode ser representada por:
Após uma série de quatro experimentos, o
estudante representou os dados obtidos em uma
tabela:
Que modificação deveria ser feita no
procedimento para obter resultados experimentais
mais adequados ao objetivo proposto?
a) Manter as amostras à mesma temperatura em
todos os experimentos.
b) Manter iguais os tempos necessários para
completar as transformações.
c) Usar a mesma massa de catalisador em todos
os experimentos.
d) Aumentar a concentração dos reagentes A e B.
e) Diminuir a concentração do reagente B.
14. (PUC-PR) Compostos naturais são muito
utilizados na denominada Medicina Naturalista.
Povos indígenas amazônicos há muito fazem uso
da casca da Quina (Coutarea hexandra) para
extrair quinina, princípio ativo no tratamento da
malária. Antigos relatos chineses também fazem
menção a uma substância, a artemisina,
encontrada no arbusto Losna (Artemisia
absinthium), que também está relacionada ao
tratamento da malária.
Em estudos sobre a cinética de degradação da
quinina por ácido, foram verificadas as seguintes
velocidades em unidades arbitrárias:
A partir desses dados, pode-se concluir que a lei
de velocidade assume a forma
A) V = k [quinina]
2
B) V = k [quinina]
2
/ [ácido]
C) V = k 2 [quinina]
2
D) V = k [quinina] [ácido]
2
E) V = k [ácido]
2
/ [quinina]
15. (PUC-RJ) Os antiácidos efervescentes
contêm em sua formulação o ácido cítrico
(H3C6H5O7) e o bicarbonato de sódio (NaHCO3),
os quais, à medida que o comprimido se dissolve
em água, reagem entre si segundo a equação:

77
A liberação de gás carbônico explica a
efervescência (evolução de CO2) observada
quando se dissolve um destes antiácidos.
Com base nessas informações, é CORRETO
afirmar que:
(A) a efervescência será mais intensa se houver
pedras de gelo na água.
(B) um comprimido triturado de antiácido se
dissolverá mais lentamente do que um
comprimido inteiro.
(C) a efervescência será menos intensa se a
água estiver quente.
(D) a temperatura tem papel essencial na
velocidade de dissolução do comprimido.
(E) os componentes do antiácido no estado sólido
reagem mais rapidamente do que em solução
aquosa.
Gabarito
1. b 5. b
2. c 6. b
3. d 7. a
4. b 8. a
9. a) Curva 1: O2
Curva 2: NO2
b) N2O5(g)  ½ O2(g) + 2NO2(g)
c) 0,2 mol/L.h
10. vm = 24,4g.L
-1
.min
-1
Rendimento: 40%
11. a) vm = 10ppm/ano
b) 2 . 10
15
Kg
12. a) CH3CHO  CH4 + CO
b) v = k[CH3CHO] . [I2]
c) 2,40 segundos
13. c
14. d
15. d
BIBLIOGRAFIA
- USBERCO, J.; SALVADOR, E.: Química. 5°
- FELTRE, R.: Fundamentos da Química. 2°
edição. São Paulo: Moderna, 1996. Volume único.
- NÓBREGA, O.S.; SILVA, E.R.; SILVA, R.H.:
- http://www.infoescola.com/quimica/teoria-do-
complexo-ativado/
3. EQUILÍBRIO QUÍMICO
As observações nas quais esse capítulo
está baseado são as de que algumas reações
parecem prosseguir até se completar, mas outras
aparentam parar mais cedo.
1. A reversibilidade das reações
Da mesma forma que as mudanças de
fase, as reações químicas tendem a um equilíbrio
no qual a reação direta e a inversa ainda estão
ocorrendo, mas na mesma velocidade.
Considerando o equilíbrio:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
A velocidade da reação direta
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) é dada por:
v1 = k1[N2][H2]
3
Essa velocidade é máxima no início da reação, e
depois diminui com o tempo, pois N2 e H2 vão
sendo consumidos.
A velocidade da reação inversa
2NH3(g)  N2(g) + 3H2(g) é dada por:
v2 = k2[NH3]
2
Essa velocidade é nula no início da reação,e
depois aumenta com o tempo, à proporção que
NH3 vai sendo formado.
Após certo tempo as duas velocidades se
igualam e dizemos que foi atingido o equilíbrio
químico.

78
http://portaldoprofessor.mec.gov.br/fichaTecnicaAula.html?aula=767
2. Constante de equilíbrio
No equilíbrio temos v1 = v2. No caso da
reação de formação da amônia:
k1[N2][H2]
3
= k2[NH3]
2
Kc é chamado constante de equilíbrio em
termos de concentrações molares. A constante é
o valor que relaciona as concentrações dos
produtos e dos reagentes no momento em que
ocorre o equilíbrio.
Generalizando:
aA + bB + ...  cC + dD + ...
Quando Kc 1 a concentração dos
produtos é maior que a dos reagentes, ou seja, a
reação direta prevalece sobre a inversa. E quanto
maior for esse Kc, maior será a extensão da
ocorrência da reação direta.
Quando Kc 1 a concentração dos
reagentes é maior que a dos produtos, ou seja, a
reação inversa prevalece sobre a direta. E quanto
menor for esse Kc, maior será a extensão da
ocorrência da reação inversa.
Para sistemas gasosos em equilíbrio
químico, podemos trabalhar com a constante de
equilíbrio em termos de pressões parciais (Kp):
Pode-se inclusive demonstrar que existe a
relação:
Kp = Kc(RT)
∆n
Onde R = constante universal dos gases
T = temperatura (dada em Kelvin)
∆n = (número total de moléculas produzidas) –
(número total de moléculas reagentes).
Exemplo:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
∆n = 2 – (1 + 3) = -2, portanto Kp = Kc(RT)
-2
3. Grau de equilíbrio
Indica a relação entre o número de mols de
moléculas que reagem até atingir o equilíbrio e o
número de mols inicial da mesma substância.
Exemplo:
Consideramos a reação x → y + z, em que, no
início, encontramos 2,00 mols de x e no equilíbrio
são encontrados 0,80 mols de x sem reagir.
Concluímos, então, que reagiram 2,00 – 0,80 =
1,20 mols de x. O grau de equilíbrio fica:
Quanto maior for o grau de equilíbrio,
mais terá caminhado a reação até chegar ao
equilíbrio, ou seja, maior o rendimento da reação.
4. Deslocamento do equilíbrio
A perturbação do equilíbrio é toda e qualquer
alteração da velocidade da reação direta ou da
inversa, provocando modificações nas
concentrações das substâncias e levando o
sistema a um novo estado de equilíbrio, ou seja
provoca deslocamento do equilíbrio.
O princípio geral que trata dos deslocamentos
dos estados de equilíbrio é chamado Princípio de
Le Chatelier, cujo enunciado diz:
Quando uma perturbação exterior é aplicada a
um sistema em equilíbrio ele tende a si reajustar
para minimizar os efeitos desta perturbação.
A seguir vamos analisar a influência de cada
um dos fatores que podem afetar o equilíbrio.
4.1.Concentração
Adicionar ou retirar uma substância presente
em um sistema em equilíbrio significa alterar sua
concentração, o que altera o estado de equilíbrio
de um sistema.
A adição de uma substância desloca o
equilíbrio no sentido que irá consumi-la. Podemos
dizer então, que o equilíbrio é deslocado para o
lado oposto ao da substância adicionada.
A retirada de uma substância desloca o
equilíbrio no sentido que irá restituí-la. Isto é, para
o mesmo lado da substância que foi retirada.
Exemplo: Considere o equilíbrio

79
Preveja o efeito sobre o equilíbrio quando há (a)
adição de N2 e (b) remoção de NH3.
Solução: (a) A adição de N2 faz a reação se
deslocar na direção que minimiza o aumento de
N2. Portanto a reação desloca-se para a formação
dos reagentes.
(b) Quando o NH3 é removido do sistema, a
reação desloca-se para minimizar essa perda. A
reação tende a favorecer a produção de O2 e
NH3.
4.2.Pressão
Quando aumentamos a pressão sobre um
sistema em equilíbrio, à temperatura constante,
ele se desloca no sentido em que há redução do
número de moléculas em fase gasosa (menor
volume).
Uma diminuição de pressão desloca o
equilíbrio no sentido em que há aumento do
número de moléculas em fase gasosa (maior
volume).
Exemplo: Preveja o efeito da compressão sobre o
equilíbrio na reação
Solução: Na reação inversa duas moléculas de
NO2 se combinam para formar uma molécula de
N2O4. Então a compressão favorece a produção
de N2O4.
4.3.Temperatura
Além de provocar deslocamento do equilíbrio,
a temperatura é o único fator que altera a
constante de equilíbrio.
Quando aumentamos a temperatura de um
sistema em equilíbrio, favorecemos a reação que
absorve calor, a reação endotérmica. Por outro
lado, quando diminuímos a temperatura,
favorecemos a reação exotérmica, que libera
calor.
Exemplo: Preveja como a composição de trióxido
de enxofre, no equilíbrio abaixo, tenderá a mudar
com o aumento da temperatura.
Solução: Como a formação de SO3 é exotérmica,
a reação inversa é endotérmica. Então, o
aumento da temperatura do sistema favorece a
decomposição de SO3 em SO2 e O2.
4.4.Catalisadores
Um catalisador pode acelerar a velocidade na
qual uma reação atinge o equilíbrio, mas não
afeta o próprio estado de equilíbrio.
5. Equilíbrio iônico
É o caso particular de equilíbrio no qual, além
de moléculas, estão presentes íons.
Aqui também serão definidos um α e um K
que agora recebem nomes particulares: grau de
ionização e constante de ionização
respectivamente.
Exemplo:
5.1.Equilíbrio iônico ácido-base
De acordo coma teoria de Brϕnsted-Lowry,
um ácido é um doador de prótons (H
+
) e uma
base é um receptor de prótons(H
+
).
Exemplos:
As expressões das constantes de
ionização são representadas por Ka para ácidos,
e Kb para bases.
Quanto maior a concentração de íons,
maior será o valor das constantes de ionização e
mais forte será o ácido ou a base.
As constantes de acidez e basicidade são
comumente indicadas pelos seus logaritmos
negativos:
Quanto maior o valor de pKa e pKb menor
serão os valores de Ka e Kb, e portanto mais fraco
é o ácido ou a base.
5.2.Equilíbrio iônico da água
A água pura se ioniza segundo a equação:
E sua constante de ionização é expressa por:
Onde Kw é chamado produto iônico da água.
Medidas experimentais mostram que, a
25°C, Kw vale aproximadamente 10
-14
.

80
É importante notar que:
http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?acao=quimica/ms2i=22id=519
5.2.1. Os conceitos de pH e pOH
Para evitar o uso de expressões matemáticas
com expoentes negativos, o químico Sörensen
propôs as seguintes definições:
pH ⇒ potencial hidrogeniônico, expressa a acidez
em termos da concentração [H
+
]
pOH ⇒ potencial hidroxiliônico, expressa
a bacisidade em termos da concentração [OH
-
]
Podemos relacionar o pH e o pOH:
Concluímos então, que em uma solução:
Escala de pH:
http://pt.wikibooks.org/wiki/Bioqu%C3%ADmica/pH,_pKa_e_solu%C3%A7%C3%B
5es_tamp%C3%A3o
5.2.2. Indicadores e pH
Normalmente, a medida do pH pode ser feita
com aparelhos eletrônicos ou com auxílio dos
chamado indicadores ácido-base.
Indicadores ácido-base são substâncias,
geralmente ácidos ou bases fracas, que mudam
de cor, dependendo do meio estar ácido ou
básico. Esta mudança de cor é decorrência do
deslocamento do equilíbrio químico. Tomemos,
por exemplo, o indicador ácido-base genérico HIn:
Se adicionarmos ao equilíbrio um ácido
qualquer, haverá um aumento na concentração
de íons H
+
, o que provoca um deslocamento para
a esquerda, fazendo com que a solução se torne
amarela. No entanto, se adicionarmos uma base,
há uma diminuição dos íons H
+
(que são
captados pelo OH
–
da base formando água) e,
portanto, o equilíbrio se desloca para a direita,
tornando a solução vermelha.
6. Hidrólise de sais
Chamamos hidrólise salina a reação entre um
sal e a água produzindo o ácido e a base
correspondentes. A hidrólise do sal é, portanto, a
reação inversa da neutralização.
É importante saber que:
- quem sofre hidrólise não é o sal todo, mas
apenas o íon correspondente ao ácido ou à base
fracos;
- o íon que hidrolisa liberta da água o íon de
carga elétrica de mesmo sinal (H
+
ou OH
-
);
- a liberação de H
+
ou OH
-
vai mudar o pH da
solução.
Resumindo:
http://www.profpc.com.br/equil%C3%ADbrio_qu%C3%ADmico.htm
Exemplos:

81
7. Produto de solubilidade
Em qualquer solução aquosa saturada de sal
ou base pouco solúvel, o produto das
concentrações dos íons – cada um elevado a um
expoente igual a seu coeficiente na equação
devidamente balanceada – é uma constante
representada por Kps.
Exemplo:
Quanto menor o Kps menor a solubilidade
da substância em questão e vice-versa.
EXERCÍCIOS
1. Na tabela abaixo estão mostrados os dados
referentes à reação química.
Os valores de X, Y e Z são, respectivamente:
a) 0,40; 0,40 e 0,60
b) 0,80; 0,50 e 0,60
c) 0,80; 0,40 e 0,50
d) 0,40; 0,25 e 0,30
e) 0,60; 0,30 e 0,60
2. Observe o gráfico abaixo, relativo ao
estabelecimento do equilíbrio de uma reação, a
298K, do tipo:
O valor de constante de equilíbrio (Kc) para essa
reação, a 298K, é:
a) 3
b) 6
c) 12
d) 24
3. Os gases CO2, H2 reagem entre si formando
CO e H2O segundo o equilíbrio:
CO2(g) + H2(g)  CO(g) + H2O(g)
Foram realizados dois experimentos envolvendo
esses gases em um recipiente fechado e, depois
de atingido o equilíbrio, determinou-se a
concentração de cada gás. A tabela abaixo
resume os dados experimentais.
A análise desses dados permite afirmar que
a) a reação entre CO2 e H2 é um processo
endotérmico.
b) a reação entre CO2 e H2 apresenta Kc igual a
12,5 a 400 °C.
c) a reação entre CO2 e H2 apresenta Kc igual a
2,5 a 600 °C.
d) o Kc da reação entre CO2 e H2 independe da
temperatura.
e) o Kc da reação entre CO2 e H2 depende do
catalisador utilizado no sistema.
4. Uma das etapas de fabricação do ácido
sulfúrico e a conversão de SO2 a SO3, numa
reação exotérmica, que ocorre segundo a
equação abaixo:
Em relação ao equilíbrio dessa reação, é
CORRETO afirmar que:
a) o aumento da temperatura favorece a
formação de SO2.

82
b) o aumento da pressão, mantida a temperatura
constante, favorece a formação de SO2.
c) o aumento da velocidade de produção de SO3
aumenta sua concentração no equilíbrio.
d) o uso de um catalisador aumenta a
concentração de SO3 no equilíbrio.
5. No equilíbrio N2O3(g)  NO(g) + NO2(g), ΔH = +
39,7 KJ indique o sentido do deslocamento
quando ocorrer.
I. Adição de N2O3(g).
II. Aumento da temperatura do sistema.
III. Aumento da pressão no sistema.
a) I direita, II esquerda, III esquerda.
b) I esquerda, II direita, III esquerda.
c) I esquerda, II direita, III esquerda.
d) I direita, II direita, III esquerda.
e) Em nenhum dos casos haverá deslocamento.
6. O gás incolor N2O4, em presença de calor,
decompõe-se em dióxido de nitrogênio gasoso
que possui coloração castanha. Em uma
experiência de laboratório, o gás N2O4 foi
colocado em um cilindro transparente fechado à
temperatura ambiente, e esperou-se que o
sistema atingisse o equilíbrio.
Para que seja observado aumento da coloração
castanha nesse sistema, é necessário:
a) colocar o cilindro em um banho de gelo.
b) adicionar um gás inerte no cilindro.
c) adicionar um catalisador.
d) diminuir o volume do cilindro.
e) diminuir a pressão dentro do cilindro.
7.
Com base nos dados da tabela, é correto afirmar:
a) O refrigerante apresenta a menor concentração
íons H
+
.
b) O leite tipo C e a lágrima apresentam
concentração de hidroxila igual a 1.10
–7
mol/L.
c) A água de mar é mais ácida do que a água de
torneira.
d) O leite tipo C é o mais indicado para corrigir a
acidez estomacal.
e) O suco de laranja é mais ácido do que o
refrigerante.
8. Sabe-se que o pH de uma solução de ácido
clorídrico 0,1 mol/L é igual a 1,0. O que é possível
dizer sobre o pH de uma solução de ácido
acético, um ácido fraco, na mesma
concentração? Considere volumes iguais das
soluções.
a) Os valores de pH são iguais.
b) O pH da solução de ácido acético é maior do
que o da solução de ácido clorídrico, porque
libera uma concentração maior de íons H
+
.
c) O pH da solução de ácido acético é menor do
libera uma concentração menor de íons H
+
.
d) O pH da solução de ácido acético é maior do
libera uma concentração menor de íons H
+
.
e) O pH da solução de ácido acético é menor do
libera uma concentração maior de íons H
+
.
9. Alguns animais aquáticos apresentam limites
de resistência em relação ao pH da água onde
habitam. Por exemplo, a faixa de pH de
sobrevivência de camarões é 5,5-5,8 e a dos
caramujos é 7,0-7,5.
Considere as concentrações de H+ nas soluções
A, B e C apresentadas na tabela a seguir.
Sobre a sobrevivência desses animais nessas
soluções, é CORRETO afirmar que:
a) somente os camarões sobreviveriam na
solução A.
b) os camarões sobreviveriam na solução B.
c) os caramujos sobreviveriam na solução C.
d) somente os caramujos sobreviveriam na
solução A.
e) ambos os animais sobreviveriam em qualquer
das três soluções A, B ou C.
10. Unifor-CE Considere a seguinte tabela:
Para saber o pH de uma solução adicionou-se a
quatro tubos de ensaio contendo uma pequena
quantidade da solução em cada um, algumas

83
gotas de indicadores, anotando a cor resultante
na solução.
Pode-se afirmar, em relação ao pH da referida
solução, que
a) é menor que 3,0
b) está entre 3,3 e 4,2
c) está entre 4,6 e 6,0
d) está entre 6,0 e 7,0
e) é igual a 7,0
11. O indicador azul de bromotimol fica amarelo
em soluções aquosas de concentração
hidrogeniônica maior do que 1,0 . 10
-6
mol/L e em
soluções de concentração hidrogeniônica menor
do que 2,5 . 10
-8
mol/L. Considere as três
soluções seguintes, cujos valores do pH são
dados entre parênteses: suco de tomate (4,8);
água da chuva (5,6); água do mar (8,2). As cores
apresentadas pelas soluções suco de tomate,
água de chuva e água do mar são,
respectivamente:
Dado: se necessário use log 2,5 = 0,4
a) amarelo, amarelo, amarelo.
b) amarelo, amarelo, azul.
c) amarelo, azul, azul.
d) azul, azul, amarelo.
e) azul, azul, azul.
12. A solubilidade do cloreto de prata é muito
pequena e pode ser representada por
Considere que 10 mL de solução de nitrato de
prata, de concentração igual a 1,0 mol.L
-1
, são
diluídos até o volume de 1,0 L, com água de
torneira, a qual, devido aos processos de
tratamento, contém íons cloreto (suponha a
concentração destes íons igual a 3,55x10
-4
g L
-1
).
Dado: massa molar do cloro = 35,5 g
Com relação ao texto anterior, é correto afirmar:
a) A constante Kps do cloreto de prata é dada
pela expressão [Ag+] + [Cl-] = 1,7 x 10
-10
mol L
-1
.
b) Após a diluição da solução de nitrato de prata,
a expressão [Ag+] = [Cl-] = 1,7 x 10
-5
mol L
-1
é
verdadeira.
c) A concentração dos íons cloreto na solução
diluída é maior que 1,0x10
-5
mol L
-1
.
d) Após a diluição da solução de nitrato de prata,
as concentrações dos íons prata e dos íons
nitrato são iguais.
e) Durante a diluição deve ocorrer precipitação de
cloreto de prata.
13. Se adicionarmos um pouco de cloreto de
cálcio, CaCl2, a uma solução saturada de
hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, podemos afirmar
que:
1. ocorrerá um aumento do pH dessa solução.
2. ocorrerá uma diminuição do pH dessa solução.
3. não ocorrerá alteração do pH.
4. ocorrerá precipitação de Ca(OH)2.
Está(ao) correta(s) apenas a(s) alternativa(s):
a) 3 e 4
b) 1
c) 2
d) 3
e) 2 e 4
14.
A tabela mostra as concentrações, em mol/L, do
sistema em equilíbrio representado pela equação
PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g), que foram obtidas,
experimentalmente, a 297k.
Calcule o valor aproximado de Kp para essa
reação. Expresse o resultado indicando 50% do
valor de Kp.
15. O cloro é comumente utilizado como
desinfetante nas estações de tratamento de água
para torná-la apropriada para o consumo
humano. A reação que ocorre entre o cloro e a
água, na sua forma mais elementar é:
Pergunta-se:
a) Qual o número de oxidação do cloro no
composto HClO?
b) Em que sentido se deslocaria o equilíbrio da
reação química que ocorre entre o Cl2 e a H2O, se
considerarmos as duas situações abaixo:
1º: o ácido hipocloroso é consumido na destruição
de microorganismos;
2º: uma base é adicionada para controlar o pH da
água.
c) Sabendo-se que o ácido clorídrico é um ácido
mais forte que o ácido hipocloroso, escreva a
expressão da constante de ionização do ácido
que apresenta maior Ka.

84
16. A produção de NO através da reação de N2 e
O2 em motores automotivos é uma das principais
fontes de poluição ambiental:
N2(g) + O2(g) → 2NO(g)
Partindo de 112g de N2 e 128g de O2 contidos em
frasco fechado de 2L, a uma temperatura T°C:
Dados: N = 14u; O = 16u
a) Determine a constante de equilíbrio (Kc), à
temperatura T, sabendo que a massa de NO no
equilíbrio é de 120g.
b) Considerando a formação de NO uma reação
exotérmica, explique como irá variar a constante
de equilíbrio ao aumentarmos a temperatura.
17. A aspirina e o ácido acético são ácidos
monopróticos fracos, cujas constantes de
dissociação são iguais a 3,4 . 10
-4
e 1,8 . 10
-5
,
respectivamente.
a) Considere soluções 0,1mol/L de cada um
desses ácidos. Qual solução apresentará o menor
pH? Justifique.
b) Se os sais de sódio desses dois ácidos forem
dissolvidos em água, formando duas soluções de
concentração 0,1mol/L, qual dentre as soluções
resultantes apresentará maior pH? Justifique.
18. As concentrações de [H+] e de [OH-] típicas
de algumas soluções encontradas em sua casa
são apresentadas na tabela a seguir. Utilizando
esses dados, responda aos dois itens abaixo.
a) Determine o pH da Coca-Cola.
b) Deseja-se neutralizar 100 litros de água de
rejeito da lavanderia, contida em um tanque, pela
adição de uma solução de 0,5 mol/L de ácido
sulfúrico. Determine a quantidade (em litros) de
solução ácida a ser utilizada.
19. (PISM III) O butano é um gás usado, por
exemplo, como combustível em isqueiros, onde,
sob pressão, é armazenado como líquido. Na
presença de catalisador, o equilíbrio é
estabelecido entre os isômeros butano e
isobutano. Sobre esse equilíbrio e as
características desses compostos, responda às
questões a seguir.
a) Calcule a constante de equilíbrio, Kc, para a
reação descrita abaixo, que se processa em um
frasco de 1,0 L, com 0,50 mol L
-1
de butano e
1,25 mol L
-1
de isobutano.
b) Após a adição de mais 1,50 mol de butano ao
frasco original, um novo equilíbrio é estabelecido
e a concentração final de isobutano é de 2,32 mol
L
-1
. Qual é a concentração do butano nesse novo
equilíbrio?
c) Equacione a reação balanceada de combustão
completa do isobutano. Sabendo que o calor
envolvido nessa reação é de 2868,72 kJ mol
-1
,
classifique-a como exotérmica ou endotérmica.
20. Substâncias ácidas e básicas estão presentes
no nosso cotidiano e podem ser encontradas em
diversos produtos naturais ou comerciais. Alguns
exemplos são amoníaco (básico), limão (ácido) e
vinagre (ácido). Sobre esses produtos, responda
ao que se pede.
a) O vinagre é uma solução aquosa de ácido
acético em concentrações que podem variar de 4
a 6%. Em soluções aquosas, existe o seguinte
equilíbrio químico:
Qual substância você usaria (HCl ou NaOH) para
aumentar a concentração de ácido acético nessa
solução? Explique.
b) Calcule o pH do vinagre, a 25ºC, sabendo-se
que a concentração hidroxiliônica, [OH
-
], nesse
produto, é 1,0 x 10
-11
mol/L.
c) O hidróxido de amônio é uma base solúvel e
fraca, que só existe em solução aquosa quando
se fazborbulhar amônia em água.
Escreva a expressão da constante de equilíbrio
da reação de formação do hidróxido de amônio e
calcule a massa do gás amônia necessária para
produzir 2,06 g de hidróxido de amônio.
21. Fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2,é um dos
principais constituintes dos cálculos renais (pedra
nos rins). Este composto precipita e se acumula
nos rins. A concentração média de íons Ca
+2
excretados na urina é igual a 2 . 10
-3
mol/L.
Calcule a concentração de íons PO4
-3
que deve
estar presente na urina acima da qual começa a
precipitar fosfato de cálcio.
Dados: produto de solubilidade de Ca3(PO4)2 =
1 . 10
-25
; massas atômicas: Ca = 40, P = 31,
O = 16.
22. (Fuvest) A isomerização catalítica de
parafinas de cadeia não ramificada, produzindo

85
seus isômeros ramificados, é um processo
importante na indústria petroquímica.
A uma determinada temperatura e pressão, na
presença de um catalisador, o equilíbrio
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
a) 10,0
b) 20,0
c) 25,0
d) 40,0
e) 50,0
23. (Fuvest) Considere 4 frascos, cada um
contendo diferentes substâncias, a saber:
Frasco 1: 100 mL de H2O(l)
Frasco 2: 100 mL de solução aquosa de ácido
acético de concentração 0,5 mol/L
Frasco 3: 100 mL de solução aquosa de KOH de
concentração 1,0 mol/L
Frasco 4: 100 mL de solução aquosa de HNO3 de
concentração 1,2 mol/L
A cada um desses frascos, adicionaram-se, em
experimentos distintos, 100 mL de uma solução
aquosa de HCl de concentração 1,0 moI/L.
Medindo-se o pH do líquido contido em cada
frasco, antes e depois da adição de HCl(aq), pôde-
se observar aumento do valor do pH somente
a) nas soluções dos frascos 1, 2 e 4.
b) nas soluções dos frascos 1 e 3.
c) nas soluções dos frascos 2 e 4.
d) na solução do frasco 3.
e) na solução do frasco 4.
24. (Fuvest) A magnitude de um terremoto na
escala Richter é proporcional ao logaritmo, na
base 10, da energia liberada pelo abalo sísmico.
Analogamente, o pH de uma solução aquosa é
dado pelo logaritmo, na base 10, do inverso da
concentração de íons H
+
.
Considere as seguintes afirmações:
I. O uso do logaritmo nas escalas mencionadas
justifica-se pelas variações exponenciais das
grandezas envolvidas.
II. A concentração de íons H+ de uma solução
ácida com pH 4 é 10 mil vezes maior que a de
uma solução alcalina com pH 8.
III. Um abalo sísmico de magnitude 6 na escala
Richter libera duas vezes mais energia que outro,
de magnitude 3.
Está correto o que se afirma somente em:
a) I.
b) II.
c) III.
d) I e II.
e) I e III.
25. (Fuvest) As figuras a seguir representam, de
maneira simplificada, as soluções aquosas de
três ácidos, HA, HB e HC, de mesmas
concentrações. As moléculas de água não estão
representadas.
Considerando essas representações, foram feitas
as seguintes afirmações sobre os ácidos:
I. HB é um ácido mais forte do que HA e HC.
II. Uma solução aquosa de HA deve apresentar
maior condutibilidade elétrica do que uma solução
aquosa de mesma concentração de HC.
III. Uma solução aquosa de HC deve apresentar
pH maior do que uma solução aquosa de mesma
concentração de HB.
Está correto o que se afirma em
a) I, apenas.
b) I e II, apenas.
c) II e III, apenas.
d) I e III, apenas.
e) I, II e III.
26. (Fuvest) Um botânico observou que uma
mesma espécie de planta podia gerar flores azuis
ou rosadas. Decidiu então estudar se a natureza
do solo poderia influenciar a cor das flores. Para
isso, fez alguns experimentos e anotou as
seguintes observações:
I. Transplantada para um solo cujo pH era 5,6 ,
uma planta com flores rosadas passou a gerar
flores azuis.
II. Ao adicionar um pouco de nitrato de sódio ao
solo, em que estava a planta com flores azuis, a
cor das flores permaneceu a mesma.
III. Ao adicionar calcário moído (CaCO3) ao solo,
em que estava a planta com flores azuis, ela
passou a gerar flores rosadas.
Considerando essas observações, o botânico
pode concluir que
a) em um solo mais ácido do que aquele de pH
5,6 , as flores da planta seriam azuis.
b) a adição de solução diluída de NaCl ao solo,
de pH 5,6 , faria a planta gerar flores rosadas.
c) a adição de solução diluída de NaHCO3 ao
solo, em que está a planta com flores rosadas,
faria com que ela gerasse flores azuis.

86
d) em um solo de pH 5,0 , a planta com flores
azuis geraria flores rosadas.
e) a adição de solução diluída de A_(NO3)3 ao
solo, em que está uma planta com flores azuis,
faria com que ela gerasse flores rosadas.
27. (Fatec) Considere as seguintes misturas:
I. leite de magnésia (suspensão aquosa de
hidróxido de magnésio);
II. limonada ( suco de limão, água e açúcar);
III. salmoura ( cloreto de sódio dissolvido em
água).
Assinale a alternativa que classifica,
corretamente, essas três misturas.
28. (FGV) Uma das etapas da decomposição
térmica do bicarbonato de sódio ocorre de acordo
com a equação:
2 NaHCO3(s)→ Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
Considerando que a reação está ocorrendo em
um recipiente fechado, um procedimento
adequado para aumentar a quantidade
de produtos formados seria:
(A) adicionar vapor d’água.
(B) adicionar carbonato de sódio.
(C) aumentar a pressão no recipiente.
(D) adicionar gás carbônico.
(E) abrir o recipiente.
29. (FGV) O gráfico mostra a variação de energia
com o desenvolvimento da reação apresentada
pela equação:
Em relação a essa reação, é correto afirmar:
(A) o aumento de temperatura afeta o equilíbrio
do sistema.
(B) a adição de catalisador aumenta a constante
de equilíbrio da reação.
(C) a adição de catalisador diminui a constante de
equilíbrio da reação.
(D) a adição de reagentes diminui a constante de
equilíbrio da reação.
(E) no equilíbrio, as concentrações de A, B e C
são necessariamente iguais.
30. (FGV) Alterações de pH do solo podem ser
danosas à agricultura, prejudicando o
crescimento de alguns vegetais, como a soja.
O solo pode tornar-se mais ácido devido à
alteração nas composições de alguns minerais e
ao uso de fertilizantes, ou mais alcalino pela
ausência das chuvas. Os óxidos que, ao serem
adicionados ao solo e entrarem em contato com a
água, podem resolver os problemas de acidez e
alcalinidade são, respectivamente,
(A) CO e SO2.
(B) Na2O e SO2.
(C) Na2O e CO.
(D) CaO e Na2O.
(E) SO2 e CaO.
31. (FGV) A constante de ionização do ácido
ascórbico, também conhecido como vitamina C, é
igual a 8,0 x 10
–5
. A dissolução de um comprimido
de ácido ascórbico em um copo de água resulta
em uma solução contendo 0,0125 mol L
–1
desse
ácido.
O pH dessa solução será igual a
(A) 2.
(B) 3.
(C) 4.
(D) 5.
(E) 6.
32. (IFSP) Certa água mineral do município de
Paço do Lumiar, MA, apresenta pH = 4 a 25°C.
Outra água mineral, de Igarapé, MG, também a
25°C, apresenta pH = 6. Sendo assim, pode-se
afirmar que
I. a concentração de íons H+ (aq) varia de
aproximadamente 100 vezes de uma água para
outra;
II. a água mineral do município maranhense é
mais ácida do que a do município mineiro;
III. as duas águas minerais são misturas de
substâncias.
É correto o que se afirma em
(A) I, apenas.
(B) II, apenas.
(C) III, apenas.
(D) I e II, apenas.
(E) I, II e III.
33. (Mackenzie) O gráfico mostra a variação da
concentração molar, em função do tempo e a
uma dada temperatura, para um determinado
processo reversível representado pela equação
genérica

87
Dessa forma, segundo o gráfico, é INCORRETO
afirmar que
a) o sistema entrou em equilíbrio entre 30 e 45
minutos.
b) a curva I representa a variação da
concentração molar da substância A2(g).
c) esse processo tem valor de KC = 0,064.
d) até atingir o equilíbrio, a velocidade média de
consumo do reagente é de 0,04 mol∙L
–1
∙min
–1
.
e) até atingir o equilíbrio, a velocidade média de
formação do produto é de 0,08 mol∙L
–1
∙min
–1
.
34. (PUC-Minas) A amônia é uma substância
importante, que possui várias aplicações na área
da refrigeração, da limpeza ou dos fertilizantes. O
equilíbrio representativo da formação da amônia
é:
É CORRETO afirmar que esse equilíbrio será
deslocado no sentido da formação da amônia se:
a) a temperatura for aumentada.
b) a pressão for diminuída.
c) um catalisador for adicionado.
d) a concentração de hidrogênio for aumentada.
35. (PUC-Minas) Na tabela abaixo, assinale a
reação que favorece mais o produto.
Gabarito
1. b 8. d
2. c 9. d
3. a 10. c
4. a 11. b
5. d 12. e
6. e 13. e
7. b 14. 67
15. a) +1
b)1° situação: direita
2° situação: direita
c) Ka = [H
+
].[Cl
-
] / [HCl]
16. a) 4
b) Ao aumentarmos a temperatura o valor de
Kc diminuirá.
17. a) Solução de aspirina.
b) Acetato de sódio.
18. a) 3
b)1L
19. a) 2,5
b) 0,93mol/L
c) C4H10 + 13/2 O2  4CO2 + 5H2O
Reação endotérmica
20. a) HCl
b) 3
c) K = [NH4OH] / [NH3] ; m = 1,0g
21. 3,53 . 10
-9
mol/L
22. e 29. a
23. e 30. b
24. d 31. b
25. e 32. e
26. a 33. e
27. b 34. d
28. e 35. b
BIBLIOGRAFIA
USBERCO, J.; SALVADOR, E.: Química. 5°
FELTRE, R.: Fundamentos da Química. 2°edição.
São Paulo: Moderna, 1996. Volume único.
ATKINS, P.; JONES, L.: Princípios de Química:
Questionando a vida moderna e o meio ambiente.
2° edição. Porto Alegre: Bookman, 2001.
NÓBREGA, O.S.; SILVA, E.R.; SILVA, R.H.:

88
http://ensinodematemtica.blogspot.com/2010/11/e
quilibrio-quimico-entenda-como.html
http://www.infoescola.com/quimica/constante-de-
equilibrio/
http://www.profpc.com.br/equil%C3%ADbrio_qu%
C3%ADmico.htm
http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?ac
ao=quimica/ms2i=22id=519
4. ELETROQUÍMICA
A eletroquímica é o ramo da química que
trabalha com o uso de reações químicas
espontâneas para produzir eletricidade, e com o
uso da eletricidade para forçar as reações
químicas não-espontâneas acontecerem.
1. Equações de oxi-redução
As reações estudadas nesse capítulo são
particularmente reações de oxi-redução.
A chave para escrever e balancear
equações de reações redox é considerar os
processos de redução e oxidação
separadamente. Demonstramos então as semi-
reações de ambos os processos.
Exemplos: Mg(s)  Mg
2+
(s) + 2e
-
Fe
3+
(aq) + e
-
 Fe
2+
(aq)
2. Pilhas
As pilhas, conhecidas também por células
galvânicas, são dispositivos nos quais uma
reação química espontânea é usada para gerar
uma corrente elétrica.
Uma pilha consiste de dois eletrodos, ou
condutores metálicos, e um ou dois eletrólitos, um
meio condutor iônico. Uma das células galvânicas
cujo funcionamento é mais simples de entender é
a pilha de Daniell baseada na reação;
Zn(s) + CuSO4(aq)  ZnSO4(aq) + Cu(s)
http://www.cocemsuacasa.com.br/ebook/pages/7827.htm
Os átomos de Zn são convertidos em
Zn
2+
em um dos compartimentos, liberando
elétrons para o circuito externo, como mostra a
semirreação de oxidação:
Zn(s)  Zn
2+
(aq) + 2e
-
Dizemos então, que o eletrodo de zinco é o pólo
negativo ou ânodo.
Os elétrons transferidos do Zn passam
através do circuito externo até o outro
compartimento, onde os íons Cu
2+
são
convertidos em Cu como mostra a semirreação
de redução:
Cu
2+
(aq) + 2e
-
 Cu(s)
Dizemos então que o eletrodo de cobre é o pólo
positivo ou cátodo.
A soma das duas semirreações de
oxidação e de redução nos fornece a equação
geral da pilha:

89
As duas soluções eletrolíticas são ligadas
através de uma ponte salina fechando o circuito
interno. Essa ponte nada mais é que um tudo
contendo uma solução de um sal que não
interfere no processo, KCl por exemplo. Ela
impede o acúmulo de cargas elétricas nas
soluções eletrolíticas permitindo a migração dos
íons de uma semicélula à outra.
Após um tempo de funcionamento da
pilha notamos no ânodo a corrosão da chapa de
zinco e o aumento da concentração de íons Zn
2+
na solução. No cátodo observa-se deposição de
cobre metálico e uma diminuição da concentração
de íons Cu
2+
na solução.
A União Internacional de Química Pura e
Aplicada (IUPAC) propôs uma maneira
esquemática para representar uma cela galvânica
que permite descrever de modo rápido e simples
esse tipo de dispositivo. Para a pilha de Daniell:
Zn(s)/Zn
2+
(aq)//Cu
2+
(aq)/Cu(s)
2.1.Potencial de eletrodo
O potencial de oxidação (Eoxi) de um
eletrodo indica sua tendência a sofrer oxidação,
ou seja, a liberar elétrons. Já o potencial de
redução (Ered), indica a tendência do eletrodo a
ganhar elétrons sofrendo redução.
Devido a influencia da temperatura e da
concentração no potencial de eletrodo,
convencionou-se que sua medida fosse realizada
a 25°C, em solução 1mol/L e à pressão de 1atm.
Desse modo, tem-se o potencial padrão do
eletrodo (E°).
Um voltímetro é um aparelho que fornece
as diferenças de potencial elétrico entre os pólos
de uma pilha (∆E). Para determinar os Eoxi e Ered
das diversas espécies, foi escolhido como padrão
o eletrodo de hidrogênio, ao qual foi atribuído o
potencial de 0 volt. Confrontando todos os metais
com o eletrodo padrão de hidrogênio, obtiveram-
se seus E° organizando-os numa tabela.
2.2. Diferença de potencial da pilha e sua
espontaneidade
A diferença de potencial padrão de uma
pilha corresponde à diferença entre os potenciais
de redução ou de oxidação das espécies
envolvidas:
∆E° = E°catodo – E°anodo
Para a pilha de Daniell:
Zn
2+
(aq) + 2e
-
 Zn(s) E° = -0,76V
Cu
2+
(aq) + 2e
-
 Cu(s) E° = +0,34V
∆E° = 0,34V – (-0,76V) = +1,10V
O valor positivo de ∆E° indica que a
reação ocorre espontaneamente no sentido
indicado pela equação. Valores negativos de ∆E°
indicam que a reação não é espontânea no
sentido indicado pela equação, ocorrendo
espontaneamente a reação inversa.

90
Como as reações que ocorrem em uma
pilha são espontâneas, o valor de ∆E° sempre
será positivo.
2.3.Corrosão e proteção de uma superfície
metálica
A corrosão é a oxidação não desejada de um
metal. Por ser um processo eletroquímico a série
eletroquímica nos indica por que ocorre e como
pode ser prevenida.
O principal responsável pela corrosão é a
água com oxigênio dissolvido ou o ar úmido.
Na figura abaixo está representado o
mecanismo de corrosão do ferro.
http://portaldoprofessor.mec.gov.br/fichaTecnicaAula.html?aula=2092
Uma gota de água na superfície do ferro pode
originar o meio aquoso eletrolítico. A superfície do
metal age como um ânodo de uma pilha
minúscula.
Oxidação do ferro: Fe(s) → Fe
2+
(aq) + 2e
-
Redução de O2: ½ O2(g) + H2O(l) + 2e
-
→ 2OH
-
(aq)
Eq. global: Fe(s) + ½ O2(g) + H2O(l) → Fe(OH)2(s)
Normalmente, o Fe(OH)2 (hidróxido de ferro
II) oxida-se e forma Fe(OH)3 (hidróxido de ferro
III). Como esse processo ocorre em meio úmido,
a ferrugem é mais bem representada pela fórmula
Fe2O3.3H2O.
Um procedimento possível para proteger o
ferro da corrosão é a galvanização. O processo
de galvanização consiste em revestir o ferro ou o
aço com zinco metálico.
O zinco, que reveste a superfície do ferro,
impede seu contato com o ar úmido ou com a
água que contém oxigênio. Esse zinco também
atua como ânodo de uma pilha.
Zn
2+
(aq) + 2e
-
→ Zn(s) E°= -0,76V
Fe
2+
(aq) + 2e
-
→ Fe(s) E°= -0,44V
Se o ferro galvanizado fosse exposto ao ar e
à umidade, ele estaria sujeito a ser oxidado a
Fe
2+
. Este seria imediatamente reduzido a Fe pelo
zinco, impedindo a formação de ferrugem.
Zn(s) + Fe
2+
(aq) → Fe(s) + Zn
2+
(aq)
http://www.serralherialinhares.site50.net/manutencao.html
2.4.Pilhas e baterias comerciais
Na prática, as pilhas mais comuns são:
2.4.1. Pilhas secas
São as pilhas utilizadas em rádios, lanternas,
brinquedos etc. Constituídas por um invólucro de
zinco (ânodo); um bastão de grafite revestido de
uma mistura de carvão em pó e dióxido de
manganês (cátodo) e uma pasta úmida de cloreto
de amônio, cloreto de zinco e água (eletrólito).
http://lixosperigosos.blogspot.com/2008/11/pilha-seca.html
Quando está funcionando, a semirreação do
ânodo é:
Zn(s) → Zn
2+
(aq) + 2e
-
A semirreação catódica é:
2MnO2(s) + H2O(l) + 2e
-
→ Mn2O3(s) + 2OH
-
(aq)
imediatamente seguida por:
NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) → MH3(g) + H2O(l)
A amônia gasosa formada ao redor do bastão
de grafite age como uma camada isolante, o que
acarreta uma redução drástica de voltagem. A
pilha cessa seu funcionamento quando o MnO2
for totalmente consumido.
2.4.2. Pilhas alcalinas
São semelhantes às pilhas secas. A diferença
é que a mistura eletrolítica contem um eletrólito
alcalino, geralmente hidróxido de potássio, no
lugar do cloreto de amônio.
Uma das vantagens dessa pilha sobre as
pilhas secas comuns é que não se forma a
camada de amônia ao redor do cátodo de grafite,
evitando a redução drástica de voltagem.

91
Outra vantagem é sua vida média, de cinco a
oito vezes maior.
2.4.3. Bateria de automóvel
É uma associação de pilhas ligadas em série.
A bateria de 12 V consiste na associação de seis
pilhas cada uma fornecendo 2 V.
http://geocities.ws/hifi_eventos/Como.html
Cada pilha é formada por placas de chumbo
(ânodo) e placas de óxido de chumbo IV (cátodo),
mergulhadas em solução de ácido sulfúrico.
3. Eletrólise
A eletrólise é um processo de forçar uma
reação a ocorrer na direção não-espontânea pelo
uso da corrente elétrica.
http://alfaconnection.net/pag_avsf/fqm0302.htm
Os elétrons emergem da fonte e entram
na célula eletrolítica pelo cátodo, agora pólo
negativo, onde ocorre a redução. Os elétrons
saem da célula eletrolítica pelo ânodo, pólo
positivo, e entram novamente na fonte.
Cátodo: 2Cl
-
(fundido)  Cl2(g) + 2e
-
E°red= +1,36
Ânodo: Mg
2+
(fundido) + 2e
-
 Mg(l) E°red= - 2,36
Equação da reação global:
2Cl
-
(fundido) + Mg
2+
(fundido)  Cl2(g) + Mg(l)
∆E° = E°catodo – E°anodo
∆E° = -2,36V – (1,36V) = -3,72V
O fato de essa diferença de potencial ser
negativa indica que a reação não é espontânea.
Para que a reação ocorra deverá ser fornecido à
célula eletrolítica um potencial de corrente elétrica
com valor igual à ∆E°.
No exemplo acima o MgCl2 está
fundido,ou seja, no estado líquido, fazendo os
íons Mg
2+
e Cl
-
terem mais liberdade de
movimento. O processo eletrolítico descrito é
denominado eletrólise ígnea por não existir água
no sistema.
3.1.Eletrólise em solução aquosa
É uma reação química provocada pela
passagem de corrente elétrica através de uma
solução aquosa de um eletrólito.
Nesse tipo de eletrólise devemos
considerar não só os íons provenientes da
dissociação do sal, mas também os da ionização
da água.
Na eletrólise aquosa do cloreto de sódio:
Íons presentes na dissociação do sal:
NaCl(aq) Na
+
(aq) +Cl
-
(aq)
Ionização da água: H2O H
+
(aq) + OH
-
(aq)
Somente um dos cátions e um dos ânions
sofre descarga nos eletrodos. O pólo negativo
descarrega, em primeiro lugar, o cátion com
maior potencial de redução. O pólo positivo
descarrega, também em primeiro lugar, o ânion
com maior potencial de oxidação.
Simplificadamente:
No caso da eletrólise em meio aquoso do
NaCl, o íon H
+
será reduzido e o íon Cl
-
será
oxidado. Os íons Na
+
e OH
-
continuam presentes
na solução.
A equação global do processo será:

92
3.2.Aspectos quantitativos
Faraday descobriu que íons de um metal
são depositados no estado sólido quando uma
corrente elétrica circula através de uma solução
iônica de um sal do metal. A massa, em gramas,
do metal eletrolisado é diretamente proporcional à
carga Q que o atravessa (m ~ Q, consequentemente
m ~ i . ∆t).
Millikan determinou que a carga elétrica
de um elétron é igual a 1,6 . 10
-19
C e, como
sabemos 1 mol de elétrons corresponde a 6,02 .
10
23
e
-
(Constante de Avagadro), a quantidade de
carga transportada pela passagem de 1mol de
elétrons é dada pelo produto entre esses dois
valores:
1,6 . 10
-19
C . 6,02 . 10
23
= 9,65 . 10
4
C
Assim 9,65 . 10
4
C ou 96500C á a quantidade de
carga transportada por 1 mol de elétrons e essa
quantidade é denominada constante de Faraday
(F).
Exemplo: Na eletrólise de uma solução de
AgNO3, foi utilizada uma corrente de 20 A durante
9650 s. Calcule o número de mols de prata
depositados no cátodo.
Solução: Q = i . t
Q = 20 . 9650
Q = 193000 C
Reação que ocorre no cátodo:
Ag
+
(aq) + 1 e
-
Ag(s)
EXERCÍCIOS
1. As naves espaciais utilizam pilhas de
combustível, alimentadas por oxigênio e
hidrogênio, as quais, além de fornecerem a
energia necessária para a operação das naves,
produzem água, utilizada pelos tripulantes. Essas
pilhas usam, como eletrólito, o KOH(aq), de modo
que todas as reações ocorrem em meio alcalino.
A troca de elétrons se dá na superfície de um
material poroso. Um esquema dessas pilhas, com
o material poroso representado na cor cinza, é
apresentado a seguir.
Escrevendo as equações das semirreações que
ocorrem nessas pilhas de combustível, verifica-se
que, nesse esquema, as setas com as letras a e
b indicam, respectivamente, o sentido de
movimento dos:
a) íons OH
-
e dos elétrons.
b) elétrons e dos íons OH
-
.
c) íons K
+
e dos elétrons.
d) elétrons e dos íons K
+
.
2. As pilhas fazem parte do nosso dia a dia e são
fontes portáteis de energia, resultantes de
reações químicas que ocorrem no seu interior.
Para a montagem de uma pilha eletroquímica, é
necessário que dois eletrodos metálicos sejam
mergulhados nas soluções de seus respectivos
íons, conforme figura abaixo:
A seguir, estão representadas algumas
semirreações eletrolíticas e seus respectivos
potenciais de redução.
Considerando os dados fornecidos, assinale a
alternativa INCORRETA.
a) A força eletromotriz da pilha Ag/Ag
+
// Cu
2+
/Cu
é + 1,14 V.

93
b) O fluxo de elétrons ocorre do polo negativo
para o polo positivo.
c) Apenas 2 pilhas podem ser montadas a partir
desses metais.
d) Para funcionar um relógio de 1,2 V, pode-se
usar uma pilha com eletrodos de Fe e Ag.
e) A ponte salina permite o fluxo de íons e
completa o circuito elétrico.
3. Uma célula combustível é uma bateria que
consome combustível e libera energia. Essas
células são muito eficientes e pouco poluentes,
entretanto, a produção desse tipo de célula ainda
é muito cara. Considerando uma célula descrita
pelas semirreações a seguir, assinale a
alternativa CORRETA.
a) O produto formado pela reação eletroquímica
entre o H2 e o O2 é a água oxigenada.
b) A diferença de potencial padrão (ΔE°) da célula
combustível é de -1,23V.
c) A reação global da célula combustível é
2H2(g) + O2(g)  2H2O(ℓ).
d) O gás hidrogênio é o agente oxidante da
reação.
e) O processo envolve a transferência de 2 mols
de elétrons entre redutor e oxidante.
4. Existem pilhas, constituídas de um eletrodo de
lítio e outro de iodo, que são utilizadas em marca-
passos cardíacos. Seu funcionamento baseia-se
nas seguintes semi-reações:
Li → Li
+
(aq) + 1e
–
E = + 3,04V
2I
–
(aq)→ I2(s) + 2e
–
E = – 0,54V
Considerando esse tipo de pilha, assinale, no
quadro a seguir, a alternativa correta.
5. Considere a célula eletroquímica abaixo. Os
eletrodos imersos nas soluções são de platina,
portanto são inertes e não participam da reação
da célula, apenas transportam elétrons.
No decorrer do funcionamento da célula, é
CORRETO afirmar que:
a) a acidez aumenta na semicela (b).
b) os elétrons fluem da semicela (a) para a
semicela (b).
c) ocorre a redução do Fe
3+
na semicela (a).
d) o íon MnO4
-
passa para a semicela (a) através
da ponte.
6. A equação abaixo representa a reação química
que ocorre em pilhas alcalinas que não são
recarregáveis.
Considere as afirmativas:
I - O Zn é o agente redutor e, portanto, é oxidado
no processo.
II - O MnO2 sofre redução para formar Mn2O3.
III - O KOH é o agente oxidante e a água é
oxidada, originando íons OH
-
.
IV - Essa pilha é chamada de alcalina, pois a
reação ocorre em meio básico.
V - A pilha alcalina é um dispositivo que produz
corrente elétrica.
Pode-se afirmar que:
a) I, III, IV e V estão corretas.
b) apenas a IV está correta.
c) I, II, IV e V estão corretas.
d) apenas a III está correta.
e) todas estão corretas.
7. O propano e o oxigênio podem ser utilizados
na obtenção de energia, sem que
necessariamente tenham que se combinar em
uma reação de combustão convencional. Esses
gases podem ser tratados eletroquimicamente
para produzir energia de forma limpa, barata e
eficiente. Um dos dispositivos onde esse
tratamento ocorre é conhecido como célula de
combustível ou pilha de combustível e funciona
como uma pilha convencional. A reação global de
uma pilha de propano é:

94
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l)
Dadas as semirreações de redução e os seus
potenciais:
3CO2(g) + 2OH
+
(aq) + 2Oe
-
→ C3H8(g) + 6H2O(l)
E° = 0,14V
O2(g) + 4H
+
(aq) + 4e
-
→ 2H2O(l) E° = 1,23V
Pode-se afirmar que a voltagem, nas condições
padrão, de uma pilha de propano é:
a) -1,37V
b) -1,09V
c) 1,09V
d) 1,37V
e) 6,15V
8. A corrosão eletroquímica opera como uma
pilha. Ocorre uma transferência de elétrons
quando dois metais de diferentes potenciais são
colocados em contato. O zinco ligado à tubulação
de ferro, estando a tubulação enterrada por
exemplo. Pode-se, de acordo com os potenciais
de eletrodo, verificar que o anodo é o zinco, que
logo sofre corrosão, enquanto o ferro, que
funciona como cátodo, fica protegido.
Dados: potenciais-padrão de redução em solução
aquosa:
Temperatura = 25ºC; pressão = 1 atm;
concentração da solução no eletrodo = 1,0 M
Assinale a equação global da pilha com a
respectiva ddp da mesma:
a) Fe
2+
+ 2e
-
→ Zn
2+
+ 2e
-
ΔE = + 0,232V
b) Zn + Fe
2+
→ Zn
2+
+ Fe ΔE = + 0,323V
c) Fe
2+
+ Zn → Zn + Fe
2+
ΔE = – 0,323V
d) Fe + Zn → Zn
2+
+ Fe
2+
ΔE = + 0,323V
9. A corrosão eletroquímica opera como uma
pilha. Ocorre uma transferência de elétrons,
quando dois metais de diferentes potenciais são
colocados em contato. Considere uma lata de aço
revestida com estanho: se a camada de estanho
for riscada ou perfurada, o ferro funciona como
anodo, e o estanho, como catodo, o que acelera a
corrosão. Isso acontece porque:
a) o Fe tem maior capacidade de ganhar elétrons.
b) o Fe tem menor potencial de redução que o
Sn.
c) o Sn é um agente redutor.
d) o Fe tem maior potencial de redução que o Sn.
e) o Sn tem maior capacidade de doar elétrons.
10. Um método industrial utilizado para preparar
sódio metálico é a eletrólise do cloreto de sódio
puro fundido. Com relação à preparação do sódio
metálico, é incorreto afirmar que:
a) a formação de sódio metálico ocorre no
eletrodo negativo.
b) a eletrólise é uma reação espontânea.
c) a quantidade em mol de cloro (Cl2) formada é
menor que a de sódio metálico.
d) a quantidade de sódio metálico obtido é
proporcional à carga elétrica utilizada.
11. Um estudante apresentou um experimento
sobre eletrólise na feira de ciências de sua
escola. O esquema do experimento foi
representado pelo estudante em um cartaz como
o reproduzido abaixo:
Em outro cartaz, o aluno listou três observações
que realizou e que estão transcritas abaixo:
I. Houve liberação de gás cloro no eletrodo 1.
II. Formou-se uma coloração rosada na solução
próxima ao eletrodo 2, quando se adicionaram
gotas de solução de fenolftaleína.
III. Ocorreu uma reação de redução do cloro no
eletrodo 1.
Quais observações são corretas?
a) Apenas I.
b) Apenas II.
c) Apenas III.
d) Apenas I e II.
e) I, II e III.
12. A prateação pelo processo galvânico é de
grande utilidade, tendo em vista que com um
gasto relativamente pequeno consegue-se dar
uma perfeita aparência de prata aos objetos
tratados.
A massa de prata (em gramas), depositada
durante a prateação de uma pulseira de bijuteria,
na qual foi envolvida uma carga equivalente a
4.825C, corresponde aproximadamente a:
a) 54 g
b) 27 g
c) 10,8 g
d) 5,4 g
e) 1,08 g
13. O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita.
Nessa eletrólise, ocorre a formação de oxigênio

95
que reage com um dos eletrodos de carbono
utilizados no processo. A equação não
balanceada que representa o processo global é
Al2O3 + C → CO2 + Al
Para 2 mols de Al2O3, quantos mols de CO2 e Al,
respectivamente, são produzidos nesse
processo?
a) 3 e 2
b) 1 e 4
c) 2 e 3
d) 2 e 1
e) 3 e 4
14. A produção industrial de alumínio pela
eletrólise da bauxita fundida é um processo
industrial que consome grande quantidade de
energia elétrica. A semi-reação de redução do
alumínio é dada por: Al
3+
+ 3e
-
→ Al
Para se produzirem 2,7 g de alumínio metálico, a
carga elétrica necessária, em coulombs, é:
a) 9650
b) 28950
e) 19300
c) 32160
d) 57900
15. O contato com certos metais (como o cobre e
o estanho) pode acelerar a corrosão do ferro e
torná-la mais intensa, enquanto o contato com
metais (como zinco e o magnésio) pode impedir
ou retardar a formação de ferrugem.
Levando-se em conta os valores dos potenciais
(E°) das semi-reações abaixo,
Mg
++
(aq) + 2e
–
→ Mg(s) – 2,37 V
Zn
++
(aq) + 2e
–
→ Zn(s) – 0,76 V
Fe
++
(aq) + 2e
–
→ Fe(s) – 0,44 V
Sn
++
(aq) + 2e
–
→ Sn(s) – 0,14 V
Cu
++
(aq) + 2e
–
→ Cu(s) + 0,36 V
1/2 O2(g) + 2e
–
+ H2O(l) → 2OH
–
(aq) + 0,41 V
Calcule o ΔE° da pilha formada por ferro e
oxigênio em meio aquoso e ΔE° da pilha formada
por ferro e zinco em meio aquoso;
16. Observe o esquema abaixo representado e
responda:
Dados:
* Zn
2+
+ 2e– → Zn Eº = – 0,76 V
* Cu
2+
+ 2e– → Cu Eº = – 0,34 V
a) Sabendo-se que o béquer da esquerda contém
solução de ZnSO4 1 mol/L (solução incolor) e o
béquer da direita contém solução de CuSO4 1
mol/L (solução azul), o que se observa quando os
dois eletrodos entram em contato com as
soluções, após certo tempo de funcionamento da
pilha galvânica?
b) Qual a função da ponte salina neste processo
químico?
c) Identifique a espécie redutora e a oxidante.
17. (UFJF) Tanques reservatórios para
combustíveis em postos de abastecimento e
tubulações para oleodutos são fabricados a partir
de aço. O aço comum é basicamente constituído
por ferro. Para proteção desses tanques e
tubulações subterrâneas contra corrosões, eles
são revestidos por uma camada de magnésio
que, periodicamente, deve ser substituída.
a) Com base nos potenciais de redução da tabela
acima, explique qual é o processo que ocorre
para a proteção dos tanques e tubulações
confeccionados com aço comum.
b) O aço inoxidável é mais resistente a corrosões
do que o aço comum. Ele possui em sua
composição cerca de 20% de crômio. Como a
presença desse metal atribui ao aço inoxidável
essa propriedade?
c) Escreva a reação global balanceada da pilha
galvânica formada por ferro e crômio, indicando
os agentes, oxidante e redutor
18. O alumínio é o metal com maior índice de
reciclagem no lixo urbano, e o Brasil é o campeão
mundial de reciclagem de alumínio, recuperando
mais de 96% das latas descartadas. Uma das
aplicações mais interessantes para o alumínio é
sua utilização em pilhas alumínio-oxigênio. Essas
pilhas são muito compactas e têm grande
capacidade de gerar energia, embora apresentem
baixa eficiência de recarga.
Uma pilha alumínio-oxigênio é representada a
seguir.

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