Teoria equilibrio

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Teoria equilibrio

  1. 1. EQUILÍBRIO QUÍMICO com que, ao ser atingido o equilíbrio, as concentrações molares das substâncias participantes permaneçam  REAÇÃO REVERSÍVEL constantes; cada transformação de moléculas reagentes em produtos é compensada por uma transformação de Reação reversível é aquela que ocorre moléculas produtos em reagentes.simultaneamente nos dois sentidos. A variação das concentrações molares dos 1 reagentes e produtos, dependendo das condições em A+B C+D que se estabeleça o equilíbrio, pode ser representada 2 por um dos seguintes diagramas: sentido 1 = reação direta sentido 2 = reação inversa ou reversa concentração molar  CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO [A] e/ou [B] Considerando a reação reversível: 1 A+B C+D [C] e/ou [D] 2 t tempo À medida que ocorre a reação direta, asconcentrações molares de A e de B diminuem (A e B [A] e/ou [B] > [C] e/ou [D]são consumidos), ao passo que as concentraçõesmolares de C e de D aumentam (C e D são formados). Aplicando às reações direta e inversa a lei develocidades, conclui-se que, com o passar do tempo, avelocidade da reação direta diminui enquanto que a concentração molarvelocidade da reação inversa aumenta. v1 = k1.[A].[B] v2 = k2.[C].[D] [C] e/ou [D] [A] e/ou [B]diminui estas concentrações aumenta estas concentrações porque vão diminuindo porque vão aumentando t tempo [A] e/ou [B] < [C] e/ou [D] Após um tempo t, as velocidades das reações diretae inversa se igualam. Diz-se, então que a reação atingiuum estado de equilíbrio dinâmico, o equilíbrio químico. concentração molar Graficamente, tem-se: [A] e/ou [B] = [C] e/ou [D] Velocidade t tempo v2 [A] e/ou [B] = [C] e/ou [D] v1 = v2 Em qualquer condição que se estabeleça, o v1 equilíbrio químico será caracterizado por: • ocorrer em um sistema fechado ou que se 0 t Tempo comporte como tal; • apresentar reagentes e produtos, pois a reação não t = tempo no qual o equilíbrio é atingido se processa totalmente; • apresentar velocidades iguais para as reações direta e inversa; A partir do instante em que o sistema atinge o estado • apresentar constância das concentrações molaresde equilíbrio químico, tem-se a impressão que a reação das substâncias participantes.cessou, pois não ocorre mais nenhuma modificaçãoobservável. No entanto, as reações direta e inversacontinuam a ocorrer com velocidades iguais. Isto faz
  2. 2.  CONSTANTES DE EQUILÍBRIO 1 x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g) 2 Qualquer equilíbrio químico é caracterizado por umaconstante de equilíbrio, a qual é obtida através da lei doequilíbrio que diz: tem-se:"O produto das concentrações molares dos produtos Kp  pCw .pDtda reação dividido pelo produto das concentraçõesmolares dos reagentes, estando cada concentração pA x .pByelevada a um expoente igual ao seu coeficiente naequação química considerada, é constante." onde p corresponde à pressão parcial do gás considerado, após atingido o equilíbrio. Esta constante de equilíbrio é representada por Kc e Exemplos:é denominada de constante de equilíbrio em funçãodas concentrações molares. (pNH3)2 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kp = Considerando a reação reversível: (pN2) . (pH2)3 1 x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g) 2 (pSO2)2 . (pO2) 2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Kp = (pSO3)2pela aplicação da lei do equilíbrio, obtém-se: Kc  Cw .Dt Atenção ! Ax .By • Nos equilíbrios em que existirem partici- A constante de equilíbrio é característica de cada pantes sólidos, estes não devem serreação química e seu valor depende somente da representados na expressão da constantetemperatura. de equilíbrio em função das concentrações molares (Kc), pois suas Para qualquer reação tem-se que, quanto maior o concentrações são sempre constantes.valor de Kc, maior será o rendimento ou a extensão da • Na expressão de Kp só devem serreação, isto é, a concentração dos produtos presentes representados os componentes gasosos.no sistema será maior que a concentração dosreagentes. Caso contrário, quanto menor o valor de Kc,menor o rendimento ou a extensão da reação, ou seja,haverá maior concentração dos reagentes em relação à Observe as expressões de Kc e Kp para osde produtos. equilíbrios a seguir: Exemplos: 2 CO(g) + O2(g) ⇄ 2 CO2(g) [NH3]2 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kc = [CO 2 ] 2 (pCO 2 ) 2 Kc  Kp  [N2] . [H2]3 [CO] 2 . [O 2 ] (pCO) 2 . (pO 2 ) [SO2]2 . [O2] 2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Kc = [SO3]2 C(s) + O2(g) ⇄ CO2(g) [CO 2 ] (pCO 2 ) • Constante de equilíbrio em função das pressões Kc  Kp parciais (Kp) [O 2 ] (pO 2 ) Quando um equilíbrio envolver gases, a constante deequilíbrio poderá ser determinada através das pressões Zn(s) + 2 HCl(aq) ⇄ ZnCl2(aq) + H2(g)parciais desses gases. Neste caso, a constante deequilíbrio é representada por Kp e é denominada de [ZnCl 2 ] . [H 2 }constante de equilíbrio em função das pressões Kc  2 Kp  (pH 2 )parciais. [HCl] A expressão da constante de equilíbrio em funçãodas pressões parciais (Kp) é obtida da mesma maneira • Relação entre Kc e Kpque o foi a constante de equilíbrio em função dasconcentrações (Kc). Para o equilíbrio: Assim, para o equilíbrio:
  3. 3. 1 x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g) nreagem 6,5 2 α    0,65 ou 65% ninicial 10tem-se: Kp = Kc . (RT)n onde  CÁLCULOS DE EQUILÍBRIO Kp = constante de equilíbrio em função das pressões Exemplo 1: parciais; Kc = constante de equilíbrio em função das concentrações molares; No sistema em equilíbrio N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g), R = constante universal dos gases perfeitos; as pressões parciais de cada gás são: pN2 = 0,4 atm; T = temperatura Kelvin do equilíbrio; pH2 = 1,0 atm e pNH3 = 0,2 atm. Calcular as constantes n = variação do n.º de mols = (w + t)  (x + y) Kp e Kc para esse equilíbrio, a 27°C. (Dado: R = 0,082 atm.L/K.mol) Exemplos: Resolução: H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g) • Cálculo de Kp: n = 2 - (1 + 1) = 0 Sendo fornecidas as pressões parciais dos gases n = 0  Kp = Kc.(RT)  Kp = Kc 0 no equilíbrio, efetua-se o cálculo aplicando a lei do equilíbrio. N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) Kp  pNH 3 2  0,2 2  0,1 n = 2 - (1 + 3) = -2 pN2 pH2 3 . 0,4 1,0 3 . n = -2  Kp = Kc.(RT) -2 • Cálculo de Kc: 2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g) ∆n = 2 – (1 + 3) = -2 n = (2 + 1) - 2 = 1 ∆n  0,1 = Kc . (0,082 . 300) -2 n = 1  Kp = Kc.(RT) 1 Kp = Kc . (RT)  Kc = 60,5  GRAU DE EQUILÍBRIO () Grau de equilíbrio () de uma reação, em relação a Exemplo 2:um determinado reagente, é o quociente entre o númerode mols desse reagente que realmente reagiu até o 2 mols de H2 e 1,5 mol de I2 foram colocados numequilíbrio e o número de mols inicial desse mesmo balão de 10 litros.reagente. Estabelecido o equilíbrio H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g), encontrou-se no balão 2 mols de HI. Calcular a constante de equilíbrio Kc do sistema. n.º mols que reagiram até o equilíbrio  n.º mols inicial Resolução: Transformando os números de mol fornecidos em concentrações molares, tem-se: Exemplo: • Cálculo das concentrações molares. No interior de um reator previamente evacuado,colocou-se 10 mols de SO3(g). Concentração molar inicial do H2: Após o estabelecimento do equilíbrio: n 2 mol 2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g) ♏=  = 0,2 mol/L V 10 litrosobservou-se que existiam 3,5 mols de SO3(g) emequilíbrio com SO2(g) e O2(g). Concentração molar inicial do I2: Calcule o grau de equilíbrio () da reação. n 1,5 mol ♏=  = 0,15 mol/L Resolução: V 10 litros • N.º mols de SO3(g) que reagem até o equilíbrio: Concentração molar, no equilíbrio do HI: n 2 mol n reagem = n inicial - n equilíbrio = 10 - 3,5 = 6,5 ♏=  = 0,2 mol/L V 10 litros • Grau de equilíbrio ():
  4. 4. • Cálculo da constante de equilíbrio Kc. O enunciado da questão diz que 40% de PCℓ5 se dissocia (é consumido). Isto corresponde a 0,4 mol/L.Com base nos dados, se constrói uma tabela que irá Portanto, na linha reação,coloca-se esse valor e,auxiliar na dedução das concentrações molares, no observando a proporção dada pelos coeficientes daequilíbrio, de todas as espécies participantes. equação (1:1:1), se deduz as concentrações de PCℓ 3 e de Cℓ2 que se formam até o equilíbrio ser atingido. H2 + I2 ⇄ 2 HI Início 0,2 0,15 0 PCℓ5 ⇄ PCℓ3 + Cℓ2 reação Início 1 0 0 equilíbrio 0,2 reação −0,4 +0,4 +0,4Se, no início, a concentração do HI era nula e no equilíbrio 0,6 0,4 0,4equilíbrio há 0,2 mol/L, conclui-se que esta substância Na linha do equilíbrio estão as concentrações molaresfoi formada na reação. Observando a proporção dada necessárias para o cálculo de Kc.pelos coeficientes da equação (1:1:2), para formar 0,2mol/L de HI houve o consumo de 0,1 mol/L de H2 e 0,1 Substituindo estes valores na expressão matemática demol/L de I2. Kc, tem-se:Colocando estas concentrações na linha reação, tem- [PC  3 ].[C  2 ] 0,4.0,4se: Kc    0,27 [PC  5 ] 0,6 H2 + I2 ⇄ 2 HI Início 0,2 0,15 0  DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO reação −0,1 −0,1 +0,2 O estado de equilíbrio de uma reação pode sofrer equilíbrio 0,1 0,05 0,2 modificações em função dos fatores de equilíbrio a que está submetido o sistema. Os fatores que provocamNa linha do equilíbrio estão as concentrações molares essa alteração são a concentração dos participantes,necessárias para o cálculo de Kc. a pressão e a temperatura.Substituindo estes valores na expressão matemática de O efeito provocado pela alteração de qualquer umKc, tem-se: dos fatores de equilíbrio é regido pelo Princípio de Le [HI] 2 (0,2) 2 Chatelier, que estabelece: Kc   8 [H 2 ].[I 2 ] (0,1).(0,0 5) “Quando se exerce uma ação num sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido da reação que neutraliza Exemplo 3: essa ação”. Aqueceram-se dois mols de pentacloreto de fósforo Baseado neste princípio é possível prever os efeitosnum recipiente fechado com capacidade de 2 litros. de ações impostas a um sistema em equilíbrio.Atingido o equilíbrio, o pentacloreto de fósforo seencontra 40% dissociado em tricloreto de fósforo e • Influência da concentração dos participantescloro. Calcular a constante de equilíbrio Kc do sistema. Regra geral:Resolução: desloca o equilíbrio• Cálculo da concentração molar inicial do PCℓ5. adição de uma no sentido que irá substância consumi-la n 2 mol (lado oposto)♏=  = 1 mol/L V 2 litros desloca o equilíbrioCom base nos dados, se constrói uma tabela que irá retirada de uma no sentido que iráauxiliar na dedução das concentrações molares, no substância refazê-laequilíbrio, de todas as espécies participantes. (mesmo lado) PCℓ5 ⇄ PCℓ3 + Cℓ2 Supondo a reação em equilíbrio: Início 1 0 0 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) reação A adição de uma certa quantidade de N2(g) ao reator equilíbrio que contém o equilíbrio, aumentará a concentração desta substância e isto provocará um deslocamentoNo início, as concentrações de são nulas. deste equilíbrio para a direita (lado oposto daquele onde
  5. 5. se encontra o N2(g), ou seja, no sentido da reação que 1 H2(g) + 1 I2(g) 2 HI(g)consome o N2(g)). 2 volumes 2 volumes N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) não ocorre variação de volume. Neste caso, a pressão não afetará o estado de equilíbrio da reação. A retirada de uma certa quantidade de N2(g) do reatorque contém o equilíbrio, diminuirá a concentração desta • Influência da temperaturasubstância e isto provocará um deslocamento desteequilíbrio para a esquerda (mesmo lado em que se Regra geral:encontra o N2(g), ou seja, no sentido da reação que refazo N2(g)). aumento da desloca o equilíbrio no temperatura sentido endotérmico N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) diminuição da desloca o equilíbrio no temperatura sentido exotérmico • Influência da pressão Regra geral: Supondo a reação em equilíbrio: aumento desloca o equilíbrio N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H = -92 kJ da no sentido de pressão menor volume A H que acompanha a equação está associada à reação direta. diminuição desloca o equilíbrio Portanto, a reação direta é exotérmica e a inversa é da no sentido de endotérmica. pressão maior volume exot. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) endot. Supondo a reação em equilíbrio: Se a temperatura do sistema for aumentada, o 1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) equilíbrio se deslocará para a esquerda (sentido endotérmico). 1 volume 3 volumes 2 volumes N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 4 volumes 2 volumes Se a temperatura do sistema for diminuída, o Observe que os coeficientes dos gases da equação equilíbrio se deslocará para a direita (sentidobalanceada nos fornecem a relação em volume entre exotérmico).esses gases. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Se a pressão sobre este equilíbrio for aumentada,ocorrerá deslocamento para a direita (sentido de menorvolume). EXERCÍCIOS DE SALA N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 01. (UFPB) Numa reação química, o equilíbrio é observado quando: a) O número de mols dos reagentes é igual ao Se a pressão sobre este equilíbrio for diminuída, número de mols dos produtos.ocorrerá deslocamento para a esquerda (sentido de b) A temperatura do sistema reacional ficamaior volume). constante. c) As velocidades das reações direta e inversa são N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) iguais. d) Os reagentes são totalmente consumidos. e) As reações direta e inversa ocorrem Observação: simultaneamente. Quando o volume total do sistema permanecer 02. (CEFET – PR) Com relação ao equilíbrio químico,constante, a variação da pressão não afetará o estado afirma-se:de equilíbrio desse sistema. I. O equilíbrio químico só pode ser atingido em sistemas fechados (onde não há troca de No equilíbrio: matéria com o meio ambiente). II. Num equilíbrio químico, as propriedades macroscópicas do sistema (concentração,
  6. 6. densidade, massa e cor) permanecem constantes. 07. Calcule a constante de equilíbrio Kc para a reação III. Num equilíbrio químico, as propriedades 2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(g) sabendo que, nas macroscópicas do sistema (colisões entre condições de temperatura e pressão em que se moléculas, formação de complexos ativados e encontra o sistema, existem as seguintes transformações de uma substâncias em outras) concentrações dos compostos no equilíbrio: [SO 3] = permanecem em evolução, pois o equilíbrio é 0,1 mol/L; [O2] = 1,5 mol/L e [SO2] = 1,0 mol/L. dinâmico. É (são) correta(s) a(s) afirmação(ões): a) Somente I e II. b) Somente I e III. c) Somente II e III. d) Somente I. 08. O pentacloreto de fósforo é um reagente muito e) I, II e III. importante em Química Orgânica. Ele é preparado em fase gasosa através da reação:03. (PUC-PR) O gráfico relaciona o número de mols de PCℓ3(g) + Cℓ2(g) ⇄ PCℓ5(g). M e P à medida que a reação: mM + nN ⇄ pP + qQ Um frasco de 3,00 L contém as seguintes se processa para o equilíbrio: o quantidades em equilíbrio, a 200 C: 0,120 mol de PCℓ5; 0,600 mol de PCℓ3 e 0,0120 mol de Cℓ2. número de mols Calcule o valor da constante de equilíbrio, em -1 (mol/L) , a essa temperatura. P M 09. Um equilíbrio envolvido na formação da chuva to t1 t2 tempo ácida está representado pela equação: 2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(g). De acordo com o gráfico, é correto afirmar: Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6 a) em t1, a reação alcançou o equilíbrio; mols de SO2 e 5 mols de O2. Depois de algum b) no equilíbrio, a concentração de M é maior que tempo, o sistema atingiu o equilíbrio; o número de a concentração de P; mols de SO3 medido foi 4. Calcule a constante de c) em t2, a reação alcança o equilíbrio; equilíbrio Kc dessa reação. d) no equilíbrio, as concentrações de M e P são iguais; e) em t1, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa.04. Escreva as expressões matemáticas das 10. Um método proposto para coletar energia solar constantes de equilíbrio Kc e Kp dos seguintes consiste na utilização dessa energia para aquecer, o equilíbrios em fase gasosa. a 800 C, trióxido de enxofre, SO3, ocasionando a a) H2 + I2 ⇄ 2 HI reação: 2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g). Os compostos SO2(g) e O2(g), assim produzidos, são introduzidos b) 2 H2 + S2 ⇄ 2 H2S em um trocador de calor de volume correspondente a 1,0 L e se recombinam produzindo SO3 e liberando calor. Se 5,0 mols de SO3 sofre 60% de c) 2 N2H4 + 2 NO2 ⇄ 3 N2 + 4 H2O dissociação nessa temperatura, marque o valor correto de Kc. a) 1,105. (UFPE) Considere o sistema em equilíbrio: b) 1,5 2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g) Kc = 0,02 c) 3,4 Qual a constante de equilíbrio da reação inversa d) 6,7 nas mesma condições? e) 9,0 11. (VUNESP) O hidrogênio pode ser obtido do o06. (UECE) a 1.200 C, Kc é igual a 8 para a reação: metano, de acordo com a equação química em NO2(g) ⇄ NO(g) + ½ O2(g). equilíbrio: Calcule Kc para: 2 NO2(g) ⇄ 2 NO(g) + O2(g). CH4(g) + H2O(g) ⇄ CO(g) + 3 H2(g). A constante de equilíbrio (Kp) dessa reação é igual a 0,20 a 900 K. Numa mistura dos gases em equilíbrio a 900 K, as pressões parciais de CH4(g) e
  7. 7. de H2O(g) são ambas iguais a 0,40 atm e a pressão b) é desfavorecida pelo aumento da pressão total parcial de H2(g) é de 0,30 atm. exercida sobre o sistema. a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio. c) não é afetada pelo aumento da pressão parcial de SO3. d) tem seu rendimentos aumentado quando o equilíbrio é estabelecido em presença de um b) Calcule a pressão parcial de CO(g) no equilíbrio. catalisador. e) é exotérmica. TESTES DE VESTIBULARES12. (PUC – SP) No equilíbrio N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) -3 -2 o verifica-se que Kc = 2,4 x 10 (mol/L) a 727 C. 01. (UFRGS) Uma reação química atinge o equilíbrio Qual o valor de Kp, nas mesmas condições físicas? quando: -2 -1 -1 (R = 8,2 x 10 atm.L.K .mol ). a) ocorre simultaneamente nos sentidos direto e inverso. b) as velocidades das reações direta e inversa são iguais. c) os reagentes são totalmente consumidos. d) a temperatura do sistema é igual à do ambiente.13. Qual o efeito produzido sobre o equilíbrio e) a razão entre as concentrações dos reagente e 2 NO(g) + O2(g) ⇄ 2 NO2(g) H < 0 produtos é unitária. quando se provoca: 02. (ACAFE-SC) Dado o sistema a) aumento da concentração de NO? N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3, a constante de equilíbrio é: b) diminuição da concentração de O2? [N2] . [H2] 3 [NH3] 3 a) Kc = b) Kc = c) diminuição da concentração de NO2? [NH3] 2 [N2] . [H2] d) diminuição da pressão total? [NH3] [NH3] 2 c) Kc = d) Kc = [N2] 2 [H2] . [N2] . [H2] 3 e) aumento da temperatura? [2 NH3] e) Kc = [N2] . [3 H2]14. (UFRJ) A reação de síntese do metanol a partir do monóxido de carbono e hidrogênio é: CO(g) + 2 H2(g) ⇄ CH3OH(g) 03. (UFMG) Considere a reação hipotética o v1 Admita que a entalpia padrão (H ) dessa reação A+B C+D -1 v2 seja constante e igual a −90 kJ.mol de metanol formado e que a mistura reacional tenha Considere também o gráfico da velocidade em comportamente de gás ideal. função do tempo dessa reação. A partir de um sistema inicialmente em equilíbrio, Velocidade explique como aumentos independentes de temperatura e pressão afetam o equilíbrio dessa reação. _________________________________________ v1 _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ v2 _________________________________________ _________________________________________ 0 _________________________________________ x y Tempo15. (VUNESP) Em uma das etapas da fabricação do Com base nessas informações, todas as afirmativas ácido sulfúrico ocorre a reação estão corretas, exceto: a) no instante inicial, a velocidade v1 é máxima. SO2(g) + ½ O2(g) ⇄ SO3(g). b) no instante inicial, as concentrações de C e D são Sabendo-se que as constantes de equilíbrio da nulas. reação diminuem com o aumento da temperatura, e c) no instante x, as concentrações dos reagentes e que o processo de fabricação do ácido sulfúrico produtos são as mesmas. ocorre em recipiente fechado, conclui-se que a d) no instante x, a velocidade v2 é máxima. reação acima: e) no instante x, as concentrações de A e B são as a) é favorecida pelo aumento do volume do mesmas que no instante y. recipiente.
  8. 8. 04. (PUC-PR) Atingido o equilíbrio químico na reação: H2(g) + I2(g) 2 HI(g) 01) A reação somente se processará se os reagentes estiverem exatamente nas proporções dadas pela equação. medimos os valores das constantes de equilíbrio, em 02) Para cada molécula de N 2 consumida, são função das concentrações molares (Kc) e em função necessárias três moléculas de H2, produzindo das pressões parciais (Kp). Em conseqüência, duas moléculas de NH3. teremos: 04) Para cada mol de H2, é necessário 1/3 de mol de a) sempre Kc = Kp; N2. b) sempre Kc > Kp; 08) A reação é muito lenta e necessita de catalisador c) sempre Kc < Kp; para ser acelerada. d) Kc  Kp, dependendo da temperatura; 16) Se a reação se processar em recipiente fechado e) Kc  Kp, dependendo da temperatura. e se, inicialmente, estiverem presentes um mol de N2 e três mols de H2, no final da reação teremos somente moléculas de amônia.05. (PUCCAMP-SP) Indique o único sistema, em equilíbrio, cujo valor de constante, em pressões 09. (UFRJ) 0,10 mol de H2 e 1,24 mol de HI foram parciais, é o mesmo do medido em mols/litro: colocados em um balão de 10 litros no qual se fez previamente o vácuo e aquecidos a 425°C por a) 2 NH3(g) ⇄ N2(g) + 3 H2(g) algumas horas; depois de arrefecido, seu conteúdo b) C(s) + H2O(g) ⇄ CO(g) + H2(g) foi analisado, tendo sido encontrados os seguintes c) CO(g) + Cl2(g) ⇄ COCl2(g) valores: H2 = 0,20 mol I2 = 0,10 mol HI = 1,04 mol d) CO(g) + H2O(g) ⇄ CO2(g) + H2(g) A constante de equilíbrio do sistema, considerando a e) PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g) reação H2 + I2 ⇄ 2 HI é: a) 0,5406. (CESGRANRIO-RJ) Assinale, entre as opções b) 5,4 abaixo, a razão Kp/Kc relativa à reação c) 54 2 NaHCO3(s) ⇄ Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) d) 0,52 a) 1 e) 5,2 b) RT -2 c) (RT) 10. (FUVEST-SP) O equilíbrio de dissociação do H2S 2 d) (RT) gasoso é representado pela equação 3 e) (RT) 2 H2S(g) ⇄ 2 H2(g) + S2(g).07. (VUNESP-SP) Estudou-se a cinética da reação 3 Em um recipiente de 2,0 dm estão em equilíbrio 1,0 S(s) + O2(g)  SO2(g) mol de H2S, 0,20 mol de H2 e 0,80 mol de S2. realizada a partir de enxofre e oxigênio em um Qual o valor da constante de equilíbrio Kc? sistema fechado. Assim, as curvas I, II e III do gráfico a) 0,016 representam as variações das concentrações dos b) 0,032 componentes com o tempo desde o momento da c) 0,080 mistura até o sistema atingir o equilíbrio. d) 12,5 Mol/L e) 62,5 III 11. (UFPR) Temos representadas no gráfico as concen- trações dos reagentes e produtos de uma reação do II tipo A + B ⇄ C + D I ocorrendo no sentido à direita a partir do tempo zero. Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes tempo valores representados no gráfico. Concentração (mol/L) As variações das concentrações de S, de O2 e de 10 SO2 são representadas, respectivamente, pelas curvas: 8 ................................................. a) I, II e III b) II, III e I 6 ................................................. c) III, I e II 4 d) I, III e II e) III, II e I 2 .................................................8. (UFPR) Quais das informações abaixo podem ser Tempo extraídas apenas pelo exame da equação Calcular a constante de equilíbrio Kc da reação. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ? 12. (PUC-SP) Um mol de H2 e um mol de Br2 são co- locados em um recipiente de 10 L de capacidade, a
  9. 9. 575°C. Atingindo-se o equilíbrio, a análise do homogêneo e em temperatura tal que o PCℓ5 esteja sistema mostrou que 0,20 mol de HBr está presente. 80% dissociado. A constante de equilíbrio para esse Calcule o valor de Kc, a 575°C, para a reação sistema é: H2(g) + Br2(g) ⇄ 2 HBr(g). a) 0,48 mol/L b) 0,82 mol/L13. (FUVEST-SP) Na reação de esterificação c) 1,65 mol/L d) 3,20 mol/L etanol(l) + ácido acético(l) ⇄ acetato de etila(l) + água(l) e) 6,40 mol/L quando se parte de 1 mol de cada um dos reagentes puros, o equilíbrio se estabelece formando 2/3 mol 19. (FAAP-SP) Sob determinadas condições, um mol de de éster. Calcule o valor da constante de equilíbrio HI gasoso encontra-se 20% dissociado em H2 e I2, Kc da reação. segundo a equação de reação:14. (MED POUSO ALEGRE-MG) A constante de 2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g). O valor da constante de equilíbrio da reação (em equilíbrio Kc da reação A + B ⇄ C + D é igual a 9. termos de concentrações) é, aproximadamente, igual Se 0,4 mol de A e 0,4 mol de B forem postos a a: reagir, o número de mols de D formado é: a) 1,25 . 10 -1 a) 0,30 b) 2,5 . 10 -1 b) 0,60 c) 4 c) 0,40 d) 80 d) 0,36 e) 1,56 . 10 -2 e) 0,18 20. (PUC-SP) Um mol da substância A2 é colocado num15. (UFSE) A 250°C, PCl5 se decompõe em PCℓ3 e Cℓ2. recipiente de 1 litro de capacidade e, aquecido a -4 Quando se estabelece o equilíbrio, [PCℓ5] =4.10 22°C, sofre a dissociação: mol/L. Qual o valor de [PCℓ3]? A2(g) ⇄ 2 A(g). (Dados: a 250°C a constante de equilíbrio da reação Medindo-se a constante de dissociação térmica, nessa temperatura, encontrou-se o valor Kc = 4 PCℓ5(g) ⇄ PCℓ3(g) + Cℓ2(g) vale 4.10 ) -2 3 mols/litro. a) 4.10 mol/L Conseqüentemente, o grau de dissociação térmica 2 b) 4.10 mol/L de A2, na temperatura da experiência, vale -1 c) 4.10 mol/L aproximadamente: -2 d) 4.10 mol/L a) 20% -3 e) 4.10 mol/L b) 40% c) 60% (CESCEM-SP) Para responder às questões 16 e 17, d) 80% utilize os dados abaixo: e) 100% A reação A +B ⇄ C + D foi estudada em cinco temperaturas bem distintas. As constantes de 21. (USP-SP) Aumentando a pressão no sistema equilíbrio encontradas estão relacionadas a seguir: gasoso -2 K1 = 1,00 x 10 à temperatura T1 H2 + I2 ⇄ 2 HI K2 = 2,25 à temperatura T2 a) o equilíbrio desloca-se no sentido da formação de K3 = 1,00 à temperatura T3 HI. K4 = 81,0 à temperatura T4 b) o equilíbrio desloca-se no sentido da decom- -1 K5 = 4,00 x 10 à temperatura T5 posição de HI.16. A que temperatura ocorrerá a maior transformação c) o equilíbrio não se altera. de A e B em C e D quando o equilíbrio for atingido? d) o valor da constante de equilíbrio aumenta. a) T1 e) o valor da constante de equilíbrio diminui. b) T2 c) T3 22. (PUC-PR) Consideremos o equilíbrio a 1000°C: d) T4 e) T5 2 CO(g) + O2(g) ⇄ 2 CO2(g) H = -130 kcal Devemos esperar um aumento na quantidade de17. Se as concentrações de A e B fossem iguais, a que monóxido de carbono quando: temperatura todas as quatro substâncias estariam a) a temperatura aumentar e a pressão aumentar. presentes no equilíbrio com concentrações iguais? b) a temperatura diminuir e a pressão diminuir. a) T1 c) a temperatura diminuir e a pressão aumentar. b) T2 d) a temperatura aumentar e a pressão diminuir. c) T3 e) somente com adição de catalisadores especiais. d) T4 e) T5 23. (PUC-PR) Considere o sistema em equilíbrio: N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) H = -22 kcal.18. (UFPA) Em um recipiente de 1 litro, colocou-se 1,0 A melhor maneira de aumentar o rendimento de NH3 mol de PCℓ5. Suponha o sistema é: PCℓ5 ⇄ PCℓ3 + Cℓ2, a) aumentar a temperatura.
  10. 10. b) aumentar a pressão. Exemplos: c) juntar um catalisador. d) adicionar um gás inerte. • Ionização do ácido cianídrico: e) aumentar o volume do reator. [H  ] . [CN  ] HCN ⇄ H + CN Ka  + - [HCN]24 (PUC-PR) Os seguintes fatores podem deslocar um sistema em equilíbrio químico, exceto um: • Ionização do ácido sulfídrico: a) pressão total. b) temperatura. [H  ] . [HS  ] 1.ª etapa: H2S ⇄ H + HS Ka 1  + - c) concentração de um participante da reação. [H 2 S] d) catalisador. e) pressão parcial de um participante da reação. [H  ] . [S 2- ] 2.ª etapa: HS ⇄ H + S Ka 2  - + 2- [HS - ]25. (UFSC) Dada a reação: Para as bases, a constante de ionização é freqüente- mente representada por Kb. 2 NO2(g) ⇄ N2O4(g) H = -14,1 kcal, qual das alterações abaixo aumenta a concentração Exemplos: molecular do produto? 01) Aumento da temperatura. • Ionização da amônia: 02) Aumento da concentração de NO2. NH3 + H2O ⇄ NH4 + OH + - 04) Diminuição da temperatura. 08) Diminuição da pressão. 16) Adição de um catalisador.  [NH 4 ] . [OH  ] Ki  [NH 3 ] . [H 2 O] A concentração molar da água é considerada constante e, sendo assim, pode-se fazer: EQUILÍBRIO IÔNICO  [NH 4 ] . [OH  ] Equilíbrio iônico é um caso particular de Ki . [H 2 O]  [NH 3 ]equilíbrio químico que envolve a participação de íons. Exemplos: sendo Ki . [H2O] = Kb obtém-se: • Ionização do HCN (ácido fraco)  [NH 4 ] . [OH  ] HCN ⇄ H + CN + - Kb  [NH 3 ] • Ionização do NH3 (base fraca) Este exemplo mostra que a concentração molar da NH3 + H2O ⇄ NH4 + + OH - água é omitida na expressão da constante de ionização. Um equilíbrio iônico é caracterizado através do graude ionização () e da constante de ionização(Ki). Importante: a constante de ionização depende apenas da temperatura.  GRAU DE IONIZAÇÃO OU DE DISSOCIAÇÃO  LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD IÔNICA () Relaciona constante de ionização (Ki), grau de ionização () e concentração molar (♏). n.º mols ionizados α Considerando a solução aquosa de um monoácido n.º mols inicial HA de concentração molar ♏ mol/L e sendo  o grau de ionização desse ácido, tem-se:  CONSTANTE DE IONIZAÇÃO OU DE ⇄ + - HA H + A DISSOCIAÇÃO (Ki) Início ♏ mol/L zero zero A constante de ionização ou de dissociação (Ki) é Ionização ♏ ♏ ♏obtida pela aplicação da lei de velocidades ao equilíbrio mol/L mol/L mol/Liônico. ♏-♏ mol/L Equilíbrio ou ♏ ♏ Para os ácidos, a constante de ionização é freqüen-temente representada por Ka. ♏.(1 - ) mol/L mol/L mol/L
  11. 11. temperatura, ao passo que aquela, além da Efetuando o cálculo da constante de ionização (Ki), temperatura, depende também da concentração datem-se: solução. [H  ] . [A  ] ♏ . ♏ Como regra geral, pode-se estabelecer que: Ki   [HA] ♏.(1 - )   força ou  Ki  força 2 ♏. Ki = (1 – ) Exemplos de constantes de ionização de ácidos, a 25°C: Esta é a expressão matemática da Lei da Diluição de Ác. clorídrico: HCl Ka muito altoOstwald. Ác. sulfúrico: H2SO4 Ka1 muito alta -2 Ka2 = 1,9 x 10 Para ácidos e bases fracos o valor de  é muito Ác. Sulfuroso: H2SO3 Ka1 = 1,7 x 10 -2pequeno ( < 5%), podendo se admitir que (1  ) é, Ka2 = 6,3 x 10 -8aproximadamente igual a 1. Assim: Ác. fosfórico: H3PO4 Ka1 = 6,9 x 10 -3 -8 Ka2 = 6,2 x 10 Ki = ♏ .  2 -13 Ka3 = 4,7 x 10 -5 Ác. acético: CH3COOH Ka = 1,8 x 10 -10 Esta expressão nos mostra que, sendo Ki constante Ác. cianídrico: HCN Ka = 5,0 x 10a dada temperatura, ao se diluir a solução de um ácidofraco ou de uma base fraca (diminuir a concentração Observações:molar ♏), o valor de  aumenta. • Quanto maior a constante de ionização (Ka) de um Portanto: + ácido, maior a [H ] e mais acentuadas serão as propriedades ácidas da solução. Quando se dilui um ácido ou base fracos, o • Os poliácidos ionizam em tantas etapas quantos seu grau de ionização ou de dissociação () são os hidrogênios ionizáveis presentes em sua aumenta. molécula, sendo que cada etapa possui sua constante de ionização. Tais constantes são representadas por Este é o enunciado da Lei da Diluição de Ostwald. Ka1, Ka2, Ka3, etc. Observa-se que a ordem de grandeza dessas Através da expressão matemática da Lei da Diluição constantes de ionização é:de Ostwald, pode-se efetuar cálculos envolvendo Ki,  e Ka1 > Ka2 > Ka3 > .....♏. Exemplos de constantes de dissociação de bases, a Exemplo: 25°C: O grau de ionização da amônia, NH3, em solução 1 Hidróxido de amônio: NH4OH Kb = 1,8 x 10-5 Hidróxido de metilamônio: CH3NH3OH Kb = 5,0 x 10-4mol/L, é 0,40% a 20°C. A constante de ionização da Hidróxido de dimetilamônio: (CH3)2NH2OH Kb = 7,4 x 10-4amônia, nesta temperatura é, aproximadamente, igual a: Hidróxido de trimetilamônio: (CH3)3NHOH Kb = 7,4 x 10-5 -1 a) 1,6 x 10 Hidróxido de etilamônio: C2H5NH3OH Kb = 5,6 x 10-4 -1 b) 4,0 x 10 -3 c) 1,0 x 10 Quanto maior a constante de dissociação (Kb) de -3 - d) 4,0 x 10 uma base, maior a [OH ] e mais acentuadas as -5 e) 1,6 x 10 propriedades básicas da solução. Resolução: • Potencial de Ionização (pKi) Dados: ♏ = 1 mol/L; % = 0,4% →  = 4 . 10 -3 Aplicando a expressão matemática da Lei da Considerando-se que os valores de Ki são muito pe- Diluição de Ostwald, tem-se: quenos, é usual expressá-lo através de logaritmos, 2 Ki = ♏. /(1-) segundo a expressão: Como  < 5%, pode-se admitir que (1 - ) = 1. Portanto: pKi =  log Ki -3 2 Ki = 1 . (4 . 10 ) Ki = 1,6 x 10 -5 Exemplos: A alternativa “e” é a correta. ácido Ka pKa -10  FORÇA DE ELETRÓLITOS HCN 5 x 10 -3 9,3 1.º 6,9 x 10 2,2 -8 A força de um eletrólito é determinada pelo seu grau H3PO4 2.º 6,2 x 10 7,2 -13de ionização ou pela sua constante de ionização, sendo 3.º 4,7 x 10 12,3esta a grandeza mais segura, pois depende apenas da
  12. 12. base Kb pKb 03. Um determinado produto de limpeza, de uso -5 -3 NH4OH 1,8 x 10 4,7 doméstico, é preparado a partir de 2,5 x 10 mol de -4 o H3CNH3OH 5,0 x 10 3,3 NH3 para cada litro do produto. A 25 C, esse Observa-se que: produto contém, dentre outras espécies químicas, -4 - 1,0 x 10 mol de OH (aq). Considere-se que a equação de ionização da amônia em água é:  Ki  pKi  força NH3(g) + H2O(ℓ) ⇄ NH4 (aq) + OH (aq). + - Calcular, em porcentagem, o grau de ionização da amônia nesse produto.  EFEITO DO ÍON COMUM Efeito do íon comum é uma aplicação do Princípio deLe Chatelier ao equilíbrio iônico. O ácido acético, H3CCOOH, é um ácido fraco. Nasolução aquosa deste ácido existe o equilíbrio: H3CCOOH ⇄ H + H3CCOO + - 04. Calcular a concentração molar de uma solução de ácido cianídrico sabendo-se que este ácido está Se à solução adicionarmos o sal acetato de sódio, 0,01% ionizado e que sua constante de ionização, -10que tem íon acetato em comum com o ácido, o sal se na mesma temperatura, é 7,2 x 10 .dissociará completamente,  Na + H3CCOO + - + - Na H3CCOO -aumentado a concentração de íons H3CCOO . Para minimizar o efeito do aumento na concentração 05. Frutas cítricas, como o limão e a laranja, possuemdo íon acetato, o equilíbrio é deslocado para a ácido cítrico e ácido ascórbico (vitamina C). A oesquerda, constante de ionização, a 25 C, do ácido cítrico é 8 -4 -5 x 10 e a do ácido ascórbico é 8 x 10 . Com + - H3CCOOH H + H3CCOO relação a esses dados, analise as afirmações abaixo. Assinale (V) se a afirmação for verdadeira ereprimindo a ionização do ácido acético. (F) se for falsa. ( ) O ácido cítrico é mais forte que o ácido Como conseqüência, diminui o grau de ionização ascórbico.do ácido acético. ( ) Em soluções de mesma concentração molar o + dos dois ácidos, a 25 C, a [H ] é maior na Do exposto, conclui-se que: solução de ácido ascórbico. -5 o ( ) O ácido acético (Ka = 2 x 10 , a 25 C) é mais Efeito do íon comum é a diminuição do grau forte que os ácidos cítrico e ascórbico. de ionização () de um eletrólito fraco por -4 ( ) O ácido fluorídrico (Ka = 7 x 10 , a 25 C) é o ação de um sal que com ele tem um íon em mais fraco que o ácido cítrico e mais forte que comum. o ácido ascórbico. ( ) A ordem crescente de força entre os ácidos citados é: acético < ascórbico < fluorídrico < cítrico. EXERCÍCIOS DE SALA 06. Numa solução aquosa de ácido cianídrico ocorre o o seguinte equilíbrio:01. A 25 C, o grau de ionização do ácido acético, em HCN(aq) ⇄ H (aq) + CN (aq). -2 -1 + - solução 2 x 10 mol.L , é 3%. Calcular a constante de ionização, Ka, do ácido acético, naquela Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de temperatura. NaCN(s)? Justifique sua resposta. _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ o02. A 25 C, a constante de ionização do ácido _________________________________________ -4 fluorídrico é 7 x 10 . Calcular, em porcentagem, o grau de ionização desse ácido em uma solução 07. (Fuvest – SP) No vinagre ocorre o seguinte -1 1,75 mol.L , naquela temperatura. equilíbrio: H3C-COOH ⇄ H + H3C-COO . + - Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de uma substância básica? Justifique sua resposta. _________________________________________ _________________________________________
  13. 13. _________________________________________ _________________________________________ 06. (FEI-SP) Uma solução 0,01 mol/L de um monoácido _________________________________________ está 4,0 % ionizada. A constante de ionização desse _________________________________________ ácido é: -3 a) 16,6 x 10 -5 b) 1,6 x 10 -5 c) 3,3 x 10 -5 TESTES DE VESTIBULAR d) 4,0 x 10 -6 e) 3,0 x 1001. Uma solução de ácido fraco HCℓO foi analisada verificando-se, no equilíbrio, a existência das seguintes concentrações: + -4 [H ] = 1,78 x 10 mol/L 07. (FEI-SP) A constante de equilíbrio Ka dos ácidos - -4 [CℓO ] = 1,78 x 10 mol/L HA, HB e HC, a 25°C, são, respectivamente, 1,8 x -5 -8 -4 [HCℓO] = 1,00 mol/L 10 , 5,7 x 10 e 1,8 x 10 . A ordem crescente de A constante de ionização do ácido HClO é igual a: força desses ácidos é: -4 a) 3,56 x 10 a) HB < HA < HC -8 b) 3,56 x 10 b) HC < HA < HB -8 c) 3,17 x 10 c) HB < HC < HA -4 d) 1,78 x 10 d) HC < HB < HA -4 e) 3,17 x 10 e) HA < HB < HC02. Ao realizar-se a ionização H2S(aq) ⇄ H (aq) + HS (aq) + - A tabela a seguir contém dados para a resolução das os verificou-se que, no equilíbrio, que: questões de n. 08 a 10. - [HS ] = 0,1 mol/L [H2S] = 0,4 mol/L Reação Ka I. H3CCOOH + H2O ⇄ H3O + H3CCOO + - -5 O valor da constante de ionização na temperatura 1,8 x 10 -7 em que a experiência foi realizada é 1 x 10 . II. HCOOH + H2O ⇄ H3O + HCOO + - 1,8 x 10 -4 Nas condições da experiência, a concentração molar III. H2S + H2O ⇄ H3O + HS + - -8 + do H é: 9,0 x 10 IV. HF + H2O ⇄ H3O + F -1 + - -4 a) 1 x 10 mol/L 6,8 x 10 -3 b) 2 x 10 mol/L V. H3PO4 + H2O ⇄ H3O + H2PO4 + - 4,4 x 10 -7 -3 c) 3 x 10 mol/L -7 d) 4 x 10 mol/L 08. (UFSC) O ácido mais ionizado é: -9 e) 5 x 10 mol/L a) IV -2 b) V03. (UFGO) Uma solução 2 x 10 mol/L de ácido c) III acético tem um grau de ionização 0,03 a uma dada d) I temperatura. A sua constante de ionização (Ka) e) II nesta temperatura é: -2 a) 4,50 x 10 09. (UFSC) O ácido mais fraco é: -5 b) 1,75 x 10 a) III -4 c) 1,75 x 10 b) V -5 d) 1,80 x 10 c) I -5 e) 2,80 x 10 d) II e) IV04. (CESCEM-SP) Uma solução 0,05 mol/L de um ácido fraco HA é 0,1% ionizada. Qual é, aproximadamente, 10. (UFSC) Os ácidos são (não necessariamente na a sua constante de ionização? ordem): -8 a) fosfórico, sulfídrico, metanóico, fluorídrico e a) 5 x 10 -7 etanóico. b) 5 x 10 -6 b) fluorídrico, etanóico, fórmico, sulfuroso e c) 5 x 10 -5 fosforoso. d) 5 x 10 -3 c) fórmico, acético, sulfúrico, fosforoso e fluórico. e) 5 x 10 d) fluoroso, fórmico, fosfórico, sulfídrico e acético.05. (PUC-SP) Um monoácido fraco tem constante de e) acético, fluorídrico, sulfuroso, fórmico e fosforoso. -9 ionização igual a 10 em temperatura ambiente. Este ácido, numa solução decimolar, terá grau de As questões de n. os 11 e 12 referem-se aos ionização aproximadamente igual a: seguintes ácidos e suas correspondentes constantes a) 1% de ionização, a 25°C. b) 0,1% c) 0,01% ácido cianídrico 4,0 x 10 -10 d) 0,001% ácido propiônico 1,3 x 10 -5 e) 0,0001% ácido acético 1,8 x 10 -5
  14. 14. -4 ácido fórmico 1,8 x 10 A ordem de grandeza das constantes de ionização -4 ácido fluorídrico 6,7 x 10 K1, K2 e K3 será: a) K3 > K2 > K111. (UEL-PR) Dentre eles, quantos são ácidos b) K1 = K2 = K3 carboxílicos? c) K1 > K2 > K3 a) 1 b) 2 c) 3 d) K1 > K3 > K2 d) 4 e) 5 e) K2 > K1 > K312. (UEL-PR) Dentre eles, o mais forte e o menos 17. (PUC-SP) Tem-se uma solução de ácido acético, + - ionizado são, respectivamente: HAc, onde há íons H (aq) e Ac (aq) em equilíbrio com a) cianídrico e propiônico HAc não dissociado. b) cianídrico e fluorídrico Se adicionarmos acetato de sódio, NaAc, a essa c) fórmico e acético solução: + d) fluorídrico e cianídrico a) a concentração dos íons H (aq) deverá aumentar. + e) fluorídrico e fórmico b) a concentração dos íons H (aq) permanecerá inalterada. +13. (CESCEM-SP) Considere os oxiácidos do cloro e c) a concentração dos íons H (aq) deverá diminuir. suas respectivas constantes de ionização: d) a concentração do HAc não dissociado diminuirá. -8 HCℓO 3,0 x 10 e) não há deslocamento do equilíbrio químico. -2 HCℓO2 1,1 x 10 2 HCℓO3 5,0 x 10 18. (FEI-SP) No equilíbrio representado pela equação: 7 HCℓO4 2,0 x 10 + 2 OH ⇄ Mg(OH)2 2+ - Mg O exame dos dados permite afirmar que: qual das substâncias abaixo o deslocaria para a I. a força do ácido é maior quanto maior o número direita se adicionada ao sistema? de oxidação do cloro. a) NH4NO3 II. dos oxiácidos representados, o mais forte é o b) NaCℓ HCℓO. c) H2SO4 III. o número de oxidação do cloro no HCℓO3 é +3. d) HCℓ a) Somente I é correta. e) NaOH b) Somente II é correta. c) Somente III é correta. 19. (MAPOFEI-SP) Dado o equilíbrio: d) I, II e III são corretas. e) I, II e II são incorretas. 1 HCN + H2O H3O+ + CN- 214. (PUC-PR) Temos duas soluções de igual molaridade: a adição de cianeto de sódio: a 1.ª de ácido acético, cujo pK é igual a 4,76; a) desloca o equilíbrio no sentido 1. a 2.ª de ácido butírico, cujo pK é igual a 4,82. b) não desloca o equilíbrio. + Com estes dados, podemos afirmar que: c) aumenta a concentração de H3O . a) a 1.ª solução é mais ácida que a 2.ª. d) desloca o equilíbrio no sentido 2. b) a 1.ª solução é menos ácida que a 2.ª. e) diminui a concentração de HCN. c) as duas soluções apresentam a mesma acidez. d) a constante de ionização do ácido acético é 20. (PUC-PR) Em solução aquosa existe o equilíbrio: menor que a do ácido butírico. + H2O ⇄ Cr2O7 2- 2- - e) nenhuma destas respostas. 2 CrO4 + 2 OH amarelo alaranjado15. (UFPR) Pelos seus pKa ou Ka indique o ácido mais Assinale a proposição falsa: ionizado. a) Adicionando HCℓ, o sistema fica alaranjado. Dados: log 514 = 2,7; log 63 = 1,79 b) Adicionando NaOH, o sistema fica amarelo. -5 a) Cℓ2CH-COOH (Ka = 5140 . 10 ) c) O Princípio de Le Chatelier não se aplica a b) orto-O2N-C6H4-COOH (pKa = 2,81) equilíbrios iônicos. -5 c) C6H5-COOH (Ka = 6,3 . 10 ) d) No equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual d) para-O2N-C6H4-OH (pKa = 7,14) à velocidade da reação inversa. e) C6H5-OH (pKa = 9,95) e) A constante de equilíbrio não varia pela adição de HCℓ ao sistema.16. (CESCEM-SP) A dissociação do ácido orto- arsênico, H3AsO4, em solução aquosa diluída, se processa conforme as equações: PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (Kw) H3AsO4 ⇄ H + H2AsO4 + - K1 Medidas de condutibilidade elétrica mostram que a H2AsO4 ⇄ H + HAsO4 - + 2- K2 água está ligeiramente ionizada segundo a equação: HAsO4 ⇄ H + AsO4 2- + 3- K3 H2O ⇄ H + OH + -

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