apostila segundo ano ensino médio coc cinética quimica

A
Resposta:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)
1 mol ___________ 1 mol
36 mols __________ 36 mols
Vm = 36/20
Vm = 1,8 mols/min
Resposta:
0 a 2 minutos:
Vm = – (8 – 10) / 2 – 0 = 1 mol/L · min
2 a 4 minutos:
Vm = – (6,5 – 8) / 4 – 2 = 0,75 mol/L · min
4 a 6 minutos:
Vm = – (5,5 – 6,5) / 6 – 4 = 0,5 mol/L · min
Química 132 153
EM2D-09-22
Módulo 19· Cinética química: velocidade média
Cinética química
1.
A cinética química estuda a velocidade em que as reações químicas ocorrem e os fatores que a determinam ou influen-
ciam.
Velocidade média
2.
A velocidade média de consumo de um reagente ou de formação de um produto é calculada em função da variação da
quantidade de reagentes e de produtos pela variação do tempo.
V
Quantidade
Tempo
m =
D
D
O mais comum é representar as quantidades em mol/L e indicá-las entre colchetes, mas elas também podem ser repre-
sentadas pela massa, quantidade em mols, volume gasoso etc. O intervalo de tempo pode ser representado por segundo,
minutos, horas etc.
Exercícios de Aplicação
A combustão do metano pode ser representada por:
1.
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)
Considere que, após 20 minutos de reação, foram pro-
duzidos 36 mols de CO2. Dessa maneira, a velocidade de
reação, expressa em mols, de consumo de metano por mi-
nuto, é de:
1,8
a)
2,0
b)
3,6
c)
18
d)
36
e)
Considere a reação genérica X + Y
2. → Z.
Medindo-se a concentração em mol/L em diversos inter-
valos de tempo, foi montada a tabela a seguir:
X (mol/L) t (min)
10 0
8 2
6,5 4
5,5 6
Calcule a velocidade média de consumo de X nos inter-
valos de tempo de 0 a 2 minutos, de 2 a 4 minutos e de 4 a
6 minutos.

154
Exercícios Extras
Dado o gráfico da concentração, em mol/L, de uma re-
3.
ação irreversível em função do tempo (minutos) das subs-
tâncias X, Y e Z.
Y
Z
X
t final
t (min.)
4
3
2
1
mol
L
A equação balanceada que representa a reação do grá-
fico é:
Y + Z
a) → 2X
2X
b) → Y + Z
X
c) → 2Y + 2Z
2X
d) → 2Y + Z
2Y + Z
e) → 2X
Considere a equação:
4.
2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g)
Admita que a formação de O2 tem uma velocidade média
constante e igual a 0,05 mol/s. A massa de NO2 formada em
1 min é de:
(Massas atômicas: N = 14 u; O = 16 u)
96 g
a)
55,2 g
b)
12,0 g
c)
552,0 g
d)
5,52 g
e)
Roteiro de estudos
Leia com atenção Exatas 2 – Capítulo 1, item 1
Tarefa proposta Questões 217, 223, 224, 227
Tarefa suplementar
Reforço Questões 218, 219, 220, 221, 222
Aprofundamento Questões 225, 226, 228

B
Resposta:
2 min = 120 s
5 min = 300 s
V mol L
m =
− −
−
= ⋅
( , , )
, / min
0 4 0 7
5 2
0 1
Resposta:
V mol
m =
− −
−
=
( )
/min
2 6
4 0
1
Química 132 155
EM2D-09-22
Módulo 20· Velocidade média: exercícios
Dada a reação X
1. → Y + Z. A variação na concentração de
X, em função do tempo, é:
x(mol/L) 1,0 0,7 0,4 0,3
Tempo (s) 0 120 300 540
A velocidade média da reação, no intervalo de 2 a 5
minutos, é de:
A figura a seguir indica a variação da quantidade de
2.
reagente em função do tempo (t), num sistema em reação
química. Calcule a velocidade dessa reação.
6
4
2
0 2 4
Mols
Tempo
(min.)
0,001 mol/L · min
a)
0,1 mol/L · min
b)
0,3 mol/L · min
c)
0,5 mol/L · min
d)
1,0 mol/L · min
e)
Exercícios Extras
A amônia é produzida industrialmente a partir do gás
3.
nitrogênio (N2) e do gás hidrogênio (H2), segundo a equa-
ção:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Dado: massa molar do H2 = 2,0 g · mol–1
Numa determinada experiência, a velocidade média de
consumo de gás hidrogênio foi de 120 gramas por minuto. A
velocidade de formação do gás amônia, nessa experiência,
em mols por minuto, será de:
Amostra
Massa de magnésio
consumida (g)
Tempo de
reação (min)
I 0,20 1
II 2,00 5
III 4,00 10
IV 4,00 20
Pela análise dos dados contidos na tabela anterior, é
correto afirmar que:
a velocidade média da reação na amostra I é maior que
a)
a da amostra II.
a quantidade de hidrogênio desprendida na amostra II
b)
é maior do que a desprendida na amostra IV.
a velocidade média da reação na amostra III é igual à
c)
da amostra IV.
a velocidade média da reação na amostra IV é a metade
d)
da velocidade média da reação na amostra II.
a quantidade de hidrogênio desprendida na amostra III
e)
é menor do que a desprendida na amostra IV.
10
a)
20
b)
40
c)
50
d)
60
e)
Amostras de magnésio foram colocadas em soluções
4.
aquosas de ácido clorídrico de diversas concentrações e
temperaturas, havendo total consumo do metal e despren-
dimento do hidrogênio gasoso. Observam-se os seguintes
resultados:
Roteiro de estudos
Tarefa suplementar

B
Resposta:
Falsa. Existem colisões que não resultam em re-
I.
ação.
Verdadeira.
II.
Verdadeira.
III.
Falsa. Quanto maior a E
IV. a, menor a velocidade de
uma reação.
E
Resposta:
O DH corresponde à diferença entre a entalpia final
e a inicial.
DH = Hp – HR
156
Módulo 21· Teoria das colisões
Tipos de reação
1. Exotérmica (DH < 0)
Caminho da reação
H
HP
HR
Ea
Reag.
Prod.
$H
Complexo ativado
2. Endotérmica (DH > 0)
Caminho da reação
HR
HP
Prod.
$H
Ea
Reag.
H
Complexo ativado
3. Relação da velocidade da reação com a energia de ativação
Quanto menor a energia de ativação, maior a velocidade da reação, e vice-versa.
Para que ocorra uma reação química, é necessário que
1.
os reagentes entrem em contato, por meio de colisões, o que
se chama teoria das colisões. Essa teoria baseia-se em que:
todas as colisões entre os reagentes são efetivas (ou
I.
favoráveis).
a velocidade da reação é diretamente proporcional ao
II.
número de colisões efetivas (ou favoráveis).
existem colisões que não são favoráveis à formação
III.
do produto.
maior será a velocidade de reação quanto maior for a
IV.
energia de ativação.
Estão corretas:
apenas I, II e III.
a)
apenas II e III.
b)
apenas I e IV.
c)
apenas I, II e IV.
d)
apenas III e IV.
e)
O óxido de nitrogênio (NO), um dos poluentes da atmos-
2.
fera, pode ser formado durante a combustão dos veículos
automotores. No diagrama de energia versus coordenada de
reação, representado a seguir, o intervalo que corresponde
ao DH da reação é:
P
Coordenada da reação
2 NO(g)
O
Q
N
Energia
N2(g) + O2(g)
M
N
a)
M
b)
Q
c)
O
d)
P
e)

Química 132 157
EM2D-09-22
Exercícios Extras
(UFTM-MG) O diagrama representa uma reação química
3.
que se processa em etapas à pressão constante.
Energia
Desenvolvimento da reação
I II III
Nível
energético
dos
reagentes
EaI
EaII
EaIII
Nível
energético
dos
produtos
O exame do diagrama da figura permite concluir que:
a etapa I é a mais rápida.
a)
a etapa II é a mais lenta.
b)
a etapa III é a mais lenta.
c)
a etapa III é a mais rápida.
d)
a reação global é exotérmica.
e)
Considere a reação O
4. 3(g) + O(g) → 2 O2(g) (reação dire-
ta). O gráfico a seguir representa sua variação de energia
versus sua coordenada de reação.
19
0
Coordenada de reação
–392
O3 + O
O2 + O2
Variação
de
energia
(kJ/mol)
Assinale com V (verdadeira) ou F (falsa) as afirmações
abaixo.
1. A energia de ativação para a reação direta é
( )
(
411 kJ/mol.
2. A variação de energia para a reação direta é
( )
(
–392 kJ/mol.
3. A energia de ativação para a reação reversa é
( )
(
411 kJ/mol.
4. Nas mesmas condições, a velocidade para a reação
( )
(
reversa é maior do que para a reação direta.
Roteiro de estudos
Tarefa suplementar

Resposta:
Se a mistura for submetida à agitação, aumenta a
a)
superfície de contato entre o ferro e o ácido clorídrico,
aumentando a velocidade da reação: Fe(s) + 2 HCl(aq) →
FeCl2(aq) + H2(g)
O aumento de temperatura aumenta a velocida-
b)
de da reação, pois aumenta a energia cinética média das
moléculas, o que aumenta a probabilidade de ocorrência
de choques efetivos, que são aqueles choques com ângulo,
orientação e energia adequados para que a reação química
ocorra.
A
Resposta:
O número de bolhas (H2) indica, em um dado intervalo
de tempo (30 segundos), a rapidez da velocidade da rea-
ção.
Portanto:
II) prego 20 °C ⇒ menor velocidade
I) prego 40 °C (mais quente) ⇒ velocidade maior que
a do experimento II
III)palhinha de aço a 40 °C ⇒ maior velocidade dos
experimentos (maior área de contato e temperatura)
VII < VI < VIII
158
Módulo 22· Velocidade das reações: temperatura
e superfície de contato
Superfície de contato
1.
Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, maior a velocidade da reação.
Temperatura
2.
Aumentando a temperatura, aumenta a energia cinética das moléculas, o que implica maior número de choques efeti-
vos, aumentando a velocidade da reação.
Regra de Van´t Hoff: um acréscimo de 10 °C na temperatura dobra a velocidade da reação.
(Vunesp) Explique os seguintes fatos experimentais:
1.
Limalha de ferro dissolve-se mais rapidamente em ácido
a)
clorídrico que em uma barra de ferro.
A hidrólise alcalina de acetato de etila é mais rápida a
b)
90 °C do que à temperatura ambiente.
Em cada experimento, usou-se o mesmo volume de uma
mesma solução de HCl e a mesma massa de ferro, variando-
-se a forma de apresentação da amostra de ferro e a tempe-
ratura. O quadro indica as condições em que cada experi-
mento foi realizado.
Experimento Ferro (2 g) Temperatura
I Prego 40 ºC
II Prego 20 ºC
III Palhinha de aço 40 ºC
Assinale a alternativa que apresenta os experimentos
na ordem crescente do número de bolhas observado.
Exercícios Extras
O pentóxido de dinitrogênio decompõe-se segundo a equação:
3.
2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g)
A cinética dessa decomposição é acompanhada a partir da variação da concentração de gás oxigênio (O2) em função
do tempo.
Três experimentos foram realizados para investigar a
2.
velocidade da reação entre HCl aquoso diluído e ferro me-
tálico. Para isso, foram contadas, durante 30 segundos, as
bolhas de gás formadas imediatamente após os reagentes
serem misturados.
II, I, III
a)
III, II, I
b)
I, II, III
c)
II, III, I
d)
III, I, II
e)

Química 132 159
EM2D-09-22
Foram feitos dois experimentos, um a 45 °C (linha
cheia) e outro a 55 °C (linha tracejada). O gráfico que re-
presenta corretamente os dois ensaios é:
0 100 200 300 400 500 600
0,0
0,2
0,4
0,6
0,8
1,0
Tempo (s)
[O
2
]
(mol/L)
a)
0 100 200 300 400 500 600
0,0
0,2
0,4
0,6
0,8
1,0
Tempo (s)
[O
2
]
(mol/L)
b)
0 100 200 300 400 500 600
0,0
0,2
0,4
0,6
0,8
1,0
Tempo (s)
[O
2
]
(mol/L)
c)
0 100 200 300 400 500 600
0,0
0,2
0,4
0,6
0,8
1,0
Tempo (s)
[O
2
]
(mol/L)
d)
0 100 200 300 400 500 600
0,0
0,2
0,4
0,6
0,8
1,0
Tempo (s)
[O
2
]
(mol/L)
e)
O dióxido de nitrogênio (NO
4. 2) reage com o monóxido de
carbono (CO) formando o óxido nítrico (NO) e o dióxido de
carbono (CO2).
NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g)
55
H(kJ/mol)
Coordenada de reação
0
–77
NO2(g) + CO2(g)
NO(g) + CO2(g)
–303
Analisando o diagrama de coordenadas de reação aci-
ma, um estudante fez as seguintes afirmações:
A energia de ativação para a formação do óxido nítri-
I.
co é de 132 kJ · mol–1.
A formação do óxido nítrico é um processo endotér-
II.
mico.
O aumento da temperatura do sistema reacional dimi-
III.
nui a velocidade de formação do óxido nítrico, pois aumen-
ta a energia de ativação da reação.
Está(ão) correta(s) somente a(s) afirmação(ões)
I.
a)
II.
b)
III.
c)
I e II.
d)
I e III.
e)
Roteiro de estudos
Leia com atenção Exatas 2 – Capítulo 1, itens 3.1 e 3.2
Tarefa suplementar

D
Resposta:
A curva é a que apresenta a menor energia de ativação,
apesar de ambas serem exotérmicas.
Resposta:
Curva 1:
a)
Menor variação de concentração em função do tempo
Curva 2: maior velocidade
b)
Final da reação num tempo menor
160
Módulo 23· Velocidade das reações: catalisadores
Catalisador
Substância que, adicionada ao sistema, aumenta a velocidade da reação, sem ser consumida, diminuindo a energia de
ativação.
H
R
a
b
P
CR
a = Ea com catalisador
b = Ea sem catalisador
Dá-se o nome de inibidor à substância que diminui a velocidade da reação (catalisador negativo).
As resinas epóxi, amplamente utilizadas como adesi-
1.
vos em aplicações industriais, são preparadas por meio de
processos de polimerização que envolvem calor ou catali-
sadores.
O gráfico a seguir compara qualitativamente os proces-
sos catalítico e não-catalítico de formação de resina epóxi.
X
I
Caminho da reação
Energia
II
Com base nos dados apesentados no gráfico, é correto
afirmar que:
a reação catalisada é representada pela curva I.
a)
o processo de cura da resina independe da ação do ca-
b)
talisador.
a energia de ativação da reação catalisada é dada pelo
c)
valor de X.
a reação mais rápida é representada pela curva II.
d)
o processo de polimerização é endotérmico.
e)
Soluções aquosas de água oxigenada, H
2. 2O2, decompõem-se
dando água e gás oxigênio. A figura abaixo representa a de-
composição de três soluções de água oxigenada em função
do tempo, sendo que uma delas foi catalisada por óxido de
ferro (III), Fe2O3.
2
3
Concentração
Tempo
1
Qual das curvas representa a reação mais lenta? Justifi-
a)
que em função do gráfico.
Qual das curvas representa a reação catalisada? Justifi-
b)
que em função do gráfico.

Química 132 161
EM2D-09-22
Exercícios Extras
Relacione os fatos descritos na coluna 1 com os fatores
3.
que influenciam a velocidade das reações dos mesmos men-
cionados na coluna 2.
Coluna 1
Alimentos na geladeira deterioram mais rapidamente
I.
que alimentos no freezer.
A adição de pequena quantidade de MnO
II. 2 sólido ao
H2O2 provoca decomposição mais rápida em H2O e O2 que
em sua ausência.
Esponja de aço oxida mais rápido que um prego.
III.
Coluna 2
Catalisador
a)
Superfície de contato
b)
Temperatura
c)
I – a, II – c, III – b
a)
I – a, II – b, III – c
b)
I – c, II – b, III – a
c)
I – b, II – a, III – c
d)
I – c, II – a, III – b
e)
No diagrama a seguir, estão representados os caminhos
4.
de uma reação na presença e na ausência de um catalisador.
Energia
EaII
Reagentes
Caminho da reação
Produtos
$H
I
II
EaI
Com base nesse diagrama, é correto afirmar que:
01. a curva II refere-se à reação catalisada e a curva I refe-
re-se à não catalisada.
02. se a reação se processar pelo caminho II, ela será mais
rápida.
04 a adição de um catalisador à reação diminui seu valor de
∆H.
08.o complexo ativado da curva I apresenta a mesma ener-
gia do complexo ativado da curva II.
16. a adição do catalisador transforma a reação endotérmi-
ca em exotérmica.
Some os números dos itens corretos.
Roteiro de estudos
Leia com atenção Exatas 2 – Capítulo 1, item 3.3
Tarefa suplementar

C
Resposta:
A lei da velocidade se aplica à etapa lenta V = k · [O3].
B
Resposta:
V = k · [Cl2]a · [Fe2+]b
Comparando as experiências:
(I e II): dobrando somente a [Cl2], a velocidade duplica.
(1a ordem em relação ao Cl2) a = 1
(I e III): reduzindo à metade somente a [Fe2+], a veloci-
dade também se reduz à metade.
(1a ordem em relação ao Fe2+) b = 1
V = k · [Cl2] · [Fe2+]
162
Módulo 24· Velocidade das reações: concentração
dos reagentes
Concentração de reagentes
1.
Quanto maior a concentração de reagentes, maior a ve-
locidade de uma reação química.
Lei da velocidade (lei cinética)
2.
A velocidade de uma reação é diretamente proporcio-
nal ao produto das concentrações dos reagentes, elevadas a
expoentes determinados experimentalmente. Para reações
elementares, esses expoentes correspondem a seus respec-
tivos coeficientes.
aA + bB → cC
V = k · [A]a · [B]b
Obs.– [ ] = concentração molar (mol/L)
Mecanismo de reações
3.
Mecanismo de uma reação é a série de etapas que levam
os reagentes aos produtos.
Nesse mecanismo, há etapas lentas e rápidas. A etapa
mais lenta é a etapa determinante da velocidade.
A velocidade da reação global é a velocidade da etapa
mais lenta.
Exemplo
Seja a reação 2 A + 3 B → A2B3 que se processa em duas
etapas:
1a etapa: 2 A + B → A2B (lenta)
2a etapa: A2B + 2 B → A2B3 (rápida)
A velocidade da reação é dada pela expressão:
V = k · [A]2 · [B]
Ordem de uma reação
4.
É a soma dos expoentes a que estão elevadas as concen-
trações na lei experimental da velocidade.
O ozônio é uma variedade alotrópica do elemento oxi-
1.
gênio que, ao invés de dois, contém três átomos. Esse gás
é extremamente oxidante e reativo e ocorre naturalmente
em pequenas quantidades na estratosfera. A presença do
ozônio é vital devido à sua capacidade de absorver a ra-
diação ultravioleta e na ausência da camada de ozônio, a
radiação ultravioleta seria letal para a vida. A reação abai-
xo representa o equilíbrio da transformação espontânea do
ozônio em oxigênio:
2 O3  3 O2
O processo de decomposição do ozônio ocorre em duas
etapas, sendo a primeira etapa a lenta, conforme o meca-
nismo:
1a etapa: O3  O2 + O
2a etapa: O3 + O  2 O2
Assim, a alternativa correta que representa a lei da ve-
locidade para essa decomposição é:
V = k · [O
a) 3]2
V = k · [O
b) 2]3
V = k · [O
c) 3]
V = k · [O
d) 3] · [O]
V = k · [O
e) 2] · [O]
2.
Número do
experimento
[Cl2]
inicial
[Fe2+]
inicial
Velocidades
iniciais relativas
I 0,10 1 1
II 0,20 1 2
III 0,10 0,5 0,5
IV 0,05 0,05 0,025
Com relação aos dados experimentais constantes na ta-
bela acima, relativos à reação:
Cl2(aq) + 2 Fe2+(aq) → 2 Cl–(aq) + 2 Fe3+(aq)
a expressão que sugere a lei de velocidade de reação é:
V = k · [Cl
a) 2] · [Fe2+]2
V = k · [Cl
b) 2] · [Fe2+]
V = k · [Cl
c) 2]2 · [Fe2+]2
V = k · [Cl
d) 2]2 · [Fe2+]0
V = k · [Cl
e) 2]0 · [Fe2+]2

Química 132 163
EM2D-09-22
Exercícios Extras
A reação NO(g) + O
3. 3(g) → NO2(g) + O2(g) é uma reação
elementar de segunda ordem. Se duplicarmos as concentra-
ções do NO e do O3, mantendo constante a temperatura, a
velocidade da reação:
será reduzida à metade.
a)
permanecerá constante.
b)
será duplicada.
c)
será triplicada.
d)
será quadruplicada.
e)
Considere a reação hipotética representada por A + B
4. →
C + D. As variações de concentração e velocidade da reação
observadas em um intervalo de tempo são mostradas no
quadro abaixo:
Concentração / (mol · L–1) Velocidade /
(mol · L–1 · min–1)
[A] [B]
1,0 1,0 0,15
2,0 1,0 0,30
3,0 1,0 0,45
1,0 2,0 0,15
1,0 3,0 0,15
Considerando as informações do quadro, a alternativa
que apresenta a expressão correta da velocidade para a re-
ação hipotética é:
V = k · [A]
a)
V = k · [A] · [B]
b)
V = k · [B]
c)
V = k · [A]
d) 3 · [B]
V = k · 3 · [A] · [B]
e)
Roteiro de estudos
Tarefa suplementar

B
Resposta:
Maior velocidade: raspas (maior área de contato), 0,2
mol/L (maior concentração “molar”) e 25 °C (maior tem-
peratura). D
Resposta:
A 1a etapa: O3 + Cl → O2 + ClO
V = k · [O3] · [Cl]
164
Módulo 25· Concentração dos reagentes: exercícios
Na preparação de hidrogênio, realizaram-se cinco expe-
1.
riências entre magnésio e ácido clorídrico, nas condições
abaixo especificadas. Escolha a alternativa correspondente
à reação com maior velocidade.
Magnésio na
forma de:
Concentração do
ácido, em mol/L
Temperatura da
reação (°C)
a) raspas 0,1 20
b) raspas 0,2 25
c) fita 0,1 20
d) fita 0,2 20
e) lâmina 0,1 25
Átomos de cloro, resultantes da decomposição de CCl
2. 2F2
(clorofluormetano), catalisam a decomposição do ozônio na
atmosfera. Um mecanismo simplificado para a decomposi-
ção é:
global: O O O
3 2
2
+  →
 (na presença da luz)
O Cl O ClO etapa
ClO O Cl O etapa
a
a
3 2
2
1
2
+  →
 +
+  →
 +
( )
( )
A alternativa que apresenta a equação de velocidade
para a 1a etapa da reação é:
Exercícios Extras
A re
3. ação A(g) + B(g) → C(g) + D(g) é de primeira ordem
em relação a A e de primeira ordem com relação a B.
Comprimindo os gases a 1
1
4
do volume original, à tempe-
ratura constante, a velocidade da reação:
Foram realizados três experimentos, apresentados na
tabela.
Experimento [N2O5] Velocidade
I x 4 z
II x/2 2 z
III x/4 z
A expressão da velocidade da reação é:
não se altera.
a)
diminui 4 vezes.
b)
diminui 16 vezes.
c)
aumenta 8 vezes.
d)
aumenta 16 vezes.
e)
(UFSCar-SP) A decomposição do pentóxido de dinitrogê-
4.
nio é representada pela equação
2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g)
V = k · [Cl]
a)
V = k · [O
b) 2] · [ClO]
V = k · [O
c) 3]
V = k · [O
d) 3] · [Cl]
V = k · [ClO]
e)
V = k · [N
a) 2O5]0
V = k · [N
b) 2O5]1/4
V = k · [N
c) 2O5]1/2
V = k · [N
d) 2O5]1
V = k · [N
e) 2O5]2
Roteiro de estudos
Tarefa suplementar

C
Resposta:
Falsa. O equilíbrio químico é atingido quando as
I.
velocidades das reações direta e inversa são iguais. Logo,
as concentrações de reagentes e produtos tornam-se cons-
tantes.
Falsa. Ver item I.
II.
Verdadeira.
III.
Verdadeira
IV.
Falsa. O equilíbrio químico é dinâmico.
V.
A
Resposta:
À medida que a reação ocorre, diminui a velocidade da
reação direta e aumenta a velocidade da reação inversa.
A velocidade da reação direta em t1 é maior que em t2.
Química 132 165
EM2D-09-22
Módulo 26· Equilíbrio químico
Conceito de equilíbrio
1.
Todo sistema que reage reversivelmente procura o equilíbrio espontaneamente.
Seja a reação:
xA yB wC tD
v
v
+  →

← 
 +
1
2
As concentrações de A e B vão diminuindo e, consequentemente, diminui a velocidade da reação direta v1. As concen-
trações dos produtos C e D vão aumentando e aumenta a velocidade da reação inversa v2.
Quando v1 = v2, dizemos que foi atingido o equilíbrio.
Características do equilíbrio
2.
A velocidade da reação direta v
• 1 é igual à velocidade da reação inversa v2.
O equilíbrio é dinâmico; as reações continuam ocorrendo.
•
As concentrações de todas as substâncias ficam constantes.
•
As propriedades macroscópicas do sistema não mais se alteram.
•
A energia armazenada no sistema é a menor possível.
•
O equilíbrio existe, porém em um sistema fechado.
•
Uma reação atinge o equilíbrio químico:
1.
quando não há mais reagentes, somente produtos.
I.
quando as concentrações dos reagentes são iguais às
II.
concentrações dos produtos.
quando a velocidade da reação direta é igual à veloci-
III.
dade da reação inversa.
quando as concentrações de reagentes e produtos
IV.
tornam-se constantes.
quando não exite mais reação química.
V.
As afirmações corretas são:
I e II.
a)
II e III.
b)
III e IV.
c)
IV e V.
d)
III e V.
e)
Na fase gasosa, ocorre a reação descrita pela equação:
2.
A + B  C + D
O gráfico representa a variação das concentrações das
espécies em função do tempo.
3
Tempo
Concentração
(mol/L)
(A) ou (B)
(C) ou (D)
2
1
0
t1 t2 t3
Considerando essas informações, todas as alternativas
estão corretas, exceto:
A velocidade da reação direta em t
a) 1 é menor que em t2.
As concentrações das espécies em t
b) 3 são as mesmas em t2.
O equilíbrio químico é atingido em um sistema fechado.
c)
O sistema atinge o equilíbrio em t
d) 2.
Em t
e) 2, a velocidade da reação direta é igual à velocidade
da reação inversa.

166
Exercícios Extras
A figura representa dois recipientes de mesmo volume,
3.
interconectados, contendo quantidades iguais de I2(g) e
H2(g), à mesma temperatura.
Inicialmente, uma barreira separa esses recipientes, im-
pedindo a reação entre os dois gases.
Retirada essa barreira, os dois gases reagem entre si,
até que o sistema atinja um estado de equilíbrio, como des-
crito na equação:
H2(g) + I2(g)  2 HI(g)
Considerando o conceito de equilíbrio químico e as pro-
priedades de moléculas gasosas, assinale a alternativa que
contém a representação mais adequada do estado de equi-
líbrio nessa reação.
a)
b)
c)
d)
Considerando a equação X
4.  2Y + Z, o gráfico que me-
lhor representa a variação de concentração das espécies
químicas X, Y e Z com o tempo é:
Concentração
Tempo
0
Y
X
Z
a)
Concentração
Tempo
0
Y
X
Z
b)
X
Y
Z
Concentração
Tempo
0
c)
Concentração
Tempo
0
Y
X
Z
d)
Concentração
Tempo
0
Y
X
Z
e)
Roteiro de estudos
Tarefa suplementar

Resposta:
Kc
N H
NH
=

 
 ⋅ 
 


 

2 2
3
3
2
a)
Kc
H
H O
=

 


 

2
4
2
4
b)
Kc = [O
c) 2]
E
Resposta:
Kc
produtos
reagentes
Kc
=
[ ]
[ ]
=
⋅
⋅
=
12 3
3 10
1 2
,
M = [ ] =
n
V L
( )
glicose mol/L
frutose mol/L
[ ] = =
[ ] =
12
3
4
10
3
Química 132 167
EM2D-09-22
Módulo 27· Constante de equilíbrio em termos
de concentração molar
Consideremos o equilíbrio representado pela equação genérica:
aA bB cC dD
v
v
+  →

← 
 +
1
2
Temos:
para a reação direta: v1 = k1 · [A]a · [B]b
para a reação inversa: v2 = k1 · [C]c · [D]d
No equilíbrio, v1 = v2. Portanto:
k
k
C D
A B
Kc
C D
A B
c d
a b
c d
a b
1
2
=
[ ] ⋅ [ ]
[ ] ⋅ [ ]
=
[ ] ⋅ [ ]
[ ] ⋅ [ ]
em que Kc é a constante de equilíbrio em termos de concentrações molares.
Escreva equações de equilíbrio para cada uma das equa-
1.
ções abaixo:
2 NH
a) 3(g) → N2(g) + 3 H2(g)
3 Fe(s) + 4 H
b) 2O(g) → Fe3O4(s) + 4 H2(g)
2 BaO
c) 2(s) → 2 BaO(s) + O2(g)
A figura seguinte representa a quantidade de moléculas
2.
de frutose e glicose, em solução aquosa, a 25 °C e em equi-
líbrio químico, de acordo com a equação:
Dados – Volume da solução igual a 3,0 L
Representação de 1 molécula de frutose
Representação de 1 molécula de glicose
Frutose (aq) Glicose (aq)
S
A constante de equilíbrio a 25 °C para a reação é igual a:
0,28
a)
0,40
b)
0,83
c)
1,00
d)
1,20
e)

168
Exercícios Extras
A constante de equilíbrio Kc é igual a 10,50 para a se-
3.
guinte reação, a 227 °C:
CO(g) + 2 H2(g)  CH3OH(g)
O valor de Kc para a reação abaixo, na mesma tempe-
ratura, é:
2 CO(g) + 4 H2(g)  2 CH3OH(g)
3,25
a)
5,25
b)
10,50
c)
21,00
d)
110,25
e)
4.
Sistema
I II III IV V
concentrações
(mol/L)
AB 0,90 2,9 1,2 1,0 2,4
CD 0,60 0,54 0,3 0,4 1,2
Para a reação AB(g)  CD(g), a constante de equi-
líbrio é igual a 0,4 a 100 °C. Na tabela acima, constam
as concentrações AB e CD, em cinco sistemas diferentes,
todos a 100 °C. Dentre eles, o único que se encontra em
equilíbrio é o sistema:
I.
a)
II.
b)
III.
c)
IV.
d)
V.
e)
Roteiro de estudos
Tarefa suplementar

E
Resposta:
3 H2 + 1 N2  2 NH3
Início 8 mols 4 mols 0
Reage –4,5 mols –1,5 mols —
Forma — — 3 mols
Equilíbrio 3,5 mols 2,5 mols 3 mols
Kc
NH
H N
Kc
=

 


 
 ⋅ 
 

=











 ⋅





3
2
2
3
2
2
3
3
5
3 5
5
2 5
5
, ,


= ⋅ ⋅ =
1
25
9
25
125
42 875
5
2 5
2 1
, ,
,
Resposta:
CO(g) + 2 H2(g)  H3COH(g)
Início 4 mols 4 mols 0
Reage/
forma
–1 mol –2 mols +1 mol
Equilíbrio 3 mols 2 mols 1 mol
Kc
H COH
CO H
Kc
=

 

[ ]⋅ 
 

=
⋅






=
⋅
=
= ≅
3
2
2 2
1
2
3
2
2
2
1
2
3
2
1
1
2
3
2
1
3
0,
,33
Química 132 169
EM2D-09-22
de concentração molar: exercícios (I)
Num recipiente adequado de 5 litros, colocaram-se
1.
8 mols de gás hidrogênio e 4 mols de gás nitrogênio. À tem-
peratura T, o equilíbrio foi atingido e verificou-se a presen-
ça de 3 mols de amônia no sistema. O valor do Kc é:
Dado: números atômicos H (Z = 1) ; N (Z = 7)
O metanol pode ser obtido industrialmente pela rea-
2.
ção entre o monóxido de carbono e o hidrogênio, conforme
apresenta a equação abaixo:
CO(g) + 2 H2(g)  H3COH(g)
À certa temperatura, em um recipiente de 2 L, são in-
troduzidos 4,0 mols de monóxido de carbono e 4,0 mols de
hidrogênio. Depois de certo tempo, o processo atinge um
equilíbrio quando é formado 1 mol de metanol.
Calcule a constante de equilíbrio (Kc) nas condições
para a reação acima.
Exercícios Extras
Dada a reação: X
3. 2 + 3 Y2  2 XY3, verificou-se no equilí-
brio, a 1.000 °C, que as concentrações em mol/L são:
[X2] = 0,20 [Y2] = 0,20 [XY3] = 0,60
O valor da constante de equilíbrio (Kc) da reação quí-
mica é de:
Se a constante de equilíbrio para a reação
4.
2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g) é igual a K, a constante de
equilíbrio para a reação SO3(g)  SO2(g) + 1/2 O2(g) será
igual a:
7,3
a)
4,2
b)
3,1
c)
2,7
d)
2,1
e)
2,5
a)
25
b)
175
c)
225
d)
325
e)
K
a)
–K
b)
1/ k
c)
K
d)
1/K
e)
Roteiro de estudos
Leia com atenção Exatas 2 – Capítulo 4, itens 1 e 2
Tarefa suplementar

E
Resposta:
Quanto maior o valor de Kc, maior a concentração de
produtos e menor a de reagentes no equilíbrio.
E
Resposta:
Kc =
CO
CO
2
0 4

 
 =
[ ]
,
Logo,
n
n
CO
CO
2
0 4
4
10
2
5
= = =
,
170
de concentração molar: exercícios (II)
Para o equilíbrio químico
1.
N2(g) + O2(g) S 2 NO(g)
foram encontrados os seguintes valores para a constan-
te Kc, às temperaturas indicadas:
Temperatura Kc (10–4)
I 1.800 1,21
II 2.000 4,08
III 2.100 6,86
IV 2.200 11,0
V 2.300 16,9
Há maior concentração molar do NO(g) em:
A constante Kc do equilíbrio representado por
2.
FeO(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g)
a 1.000 °C é igual a 0,4. Logo, a proporção entre o nú-
mero de moléculas de CO e CO2, no equilíbrio, a essa tem-
peratura, é:
1 de CO para 1 de CO
a) 2.
b) 2.
c) 2.
d) 2.
e) 2.
I.
a)
II.
b)
III.
c)
IV.
d)
V.
e)
Exercícios Extras
Durante um experimento, aqueceu-se, em um recipien-
3.
te fechado, 0,80 mol de iodeto de hidrogênio (HI) gasoso
que se decompôs em gases I2 e H2. À temperatura de 500 °C,
o equilíbrio químico foi alcançado, obtendo-se 0,30 mol do
gás I2 no sistema. Calcule:
o grau de dissociação percentual (
a) a) do HI nas condi-
ções descritas;
a constante de equilíbrio (Kc) nas condições descri-
b)
tas.
A constante de equilíbrio para a reação na fase gasosa
4.
CO(g) + H2O(g)  CO2(g) + H2(g) vale 25, a 600 K. Foi feita
uma mistura contendo 1,0 mol de CO, 1,0 mol de H2O, 2,0
mols de CO2 e 2,0 mols de H2, em um frasco de 1,0 L, a 600 K.
Quais as concentrações de CO(g) e CO2(g), em mol/L, quando
for atingido o equilíbrio?
Roteiro de estudos
Leia com atenção Exatas 2 – Capítulo 4, itens 1 e 2
Tarefa suplementar
3,5 e 1,5
a)
2,5 e 0,5
b)
1,5 e 3,5
c)
0,5 e 2,5
d)
0,5 e 3,0
e)

E
Resposta:
Estado sólido não participa da expressão Kp.
B
Resposta:
Kp
p
p
Kp
pCO pH O
Kp
Kp
produtos
reagentes
=
=
⋅
=
( )⋅ ( )
=
1
1
0 4 0 5
5
2 2
, ,
Química 132 171
EM2D-09-22
Módulo 30· Constante de equilíbrio
em termos de pressão parcial
(UEL-PR) Para a reação representada por
1.
3 Fe(s) + 4 H2O(g) S Fe3O4(s) + 4 H2(g),
a constante de equilíbrio Kp é expressa pela equação:
(Dado: p = pressão parcial)
Kp = (p
a) H2
)4
Kp = p
b) H2O
Kp
p
p
Fe
Fe O
=
3 4
c)
Kp
p p
p p
H Fe O
H O Fe
=
( ) ⋅
( ) ⋅ ( )
2 2 4
2
4
4 3
d)
Kp
p
p
H
H O
=
( )
( )
2
2
4
4
e)
Considere o equilíbrio químico
2.
Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)  2 NaHCO3(s)
Sabendo-se que as pressões parciais de CO2 e H2O no
equilíbrio são, respectivamente, 0,4 atm e 0,5 atm, o valor
correto para a constante de equilíbrio Kp é:
50
a)
5
b)
1
c)
0,2
d)
0,02
e)
Esta constante de equilíbrio é definida somente para equilíbrio cujas substâncias se encontram no estado gasoso. A
expressão da constante é semelhante ao Kc, em que trocamos as concentrações molares pelas pressões parciais.
H g I g HI g
Kp
p
p p
HI
H I
2 2
2
2
2 2
( ) ( ) ( )
+
=
( )
( )⋅( )

em que Kc é chamada de constante de equilíbrio em termos de pressões parciais.
Relação entre Kp e Kc
Kp = Kc · (R · T)Dn

172
Exercícios Extras
(UFAM) Sobre a reação genérica
3.
2 A(g) + 2 B(g)  3 C(g) + 2 D(g) Kc = 500,
sob a temperatura de 300 K, são feitas as seguintes afir-
mações:
No equilíbrio, haverá mais produtos que reagentes.
I.
No equilíbrio, haverá mais reagentes que produtos.
II.
A reação inversa tem Kc igual a 0,002.
III.
O valor de Kc não depende da temperatura do sistema.
IV.
O valor de Kp é igual a 12.300.
V.
São verdadeiras as afirmações:
I, IV e V.
a)
II, III e IV.
b)
I, III e V.
c)
I, III, IV e V.
d)
II, III, IV e V.
e)
Carbamato de amônio sólido (NH
4. 2COONH4) decompõe-se
em amônia e dióxido de carbono, ambos gasosos. Considere
que uma amostra de carbamato de amônio sólido esteja em
equilíbrio químico com CO2(g) e NH3(g), na temperatura de
50 °C, em recipiente fechado e volume constante. Assinale
a opção correta que apresenta a constante de equilíbrio em
função da pressão total P, no interior do sistema.
3 P
a)
2 P
b) 2
P
c) 3
2
9
d) P2
4
27
e) P3
Roteiro de estudos
Tarefa suplementar
Aprofundamento Questões 357, 358

C
Resposta:
Princípio de Le Chatelier: “quando se aplica uma força
externa num sistema em equilíbrio, este tende a reajustar-
-se no sentido de fugir à ação dessa força”.
B
Resposta:
O aumento da pressão desloca a reação no sentido do
menor volume gasoso.
2 H
1. 2(g) + O2(g)  2 H2O (g)
3V 2V
(Logo, desloca o equilíbrio para a direita)
NH
2. 3(g) + HCl(g)  NH4Cl(s)
1V 0V
(Logo, desloca o equilíbrio para a direita)
CaCO
3. 3(g)  CaO(s) + CO2(g)
0V 1V
(Logo, desloca o equilíbrio para a esquerda)
Química 132 173
EM2D-09-22
Módulo 31· Deslocamento de equilíbrio (I)
Deslocar um equilíbrio significa, por meio de um fator externo, fazer uma das duas reações ser favorecida, tornando
v1 ≠ v2.
Princípio de Le Chatelier
1.
“Quando se aplica uma força externa num sistema em
equilíbrio, este tende a reajustar-se no sentido de fugir à
ação dessa força.”
Fatores que deslocam um equilíbrio
2.
Concentração
2.1.
Quando aumentamos a concentração de uma subs-
tância num sistema em equilíbrio, deslocamos o equi-
líbrio para o lado oposto em que se encontra a subs-
tância.
Temperatura
2.2.
Um aumento da temperatura sobre um sistema desloca o
equilíbrio no sentido da reação endotérmica.
Pressão
2.3.
Um aumento de pressão no sistema gasoso desloca o equi-
líbrio no sentido da reação que ocorre com contração de vo-
lume.
Efeito catalisador
2.4.
“O catalisador não desloca equilíbrio, ele altera o tempo
em que o equilíbrio é atingido.”
Os antiácidos mais indicados devem ser aqueles que não
1.
reduzam demais a acidez no estômago. Quando a redução
da acidez é muito grande, o estômago secreta excesso de
ácido. Esse efeito é conhecido como a “revanche ácida”.
Qual dos itens abaixo poderia ser associado a esse efeito?
a lei da conservação da energia
a)
o princípio da exclusão de Pauli.
b)
o princípio de Le Chatelier.
c)
o primeiro princípio da termodinâmica.
d)
o princípio da incerteza de Heisenberg.
e)
Indique em qual das reações abaixo o aumento de pres-
2.
são deslocará o equilíbrio para a direita.
2 H
1. 2(g) + O2(g)  2 H2O(g)
NH
2. 3(g) + HCl(g)  NH4Cl(s)
CaCO
3. 3(g)  CaO(s) + CO2(g)
1, 2, 3
a)
1, 2
b)
1, 3
c)
2, 3
d)
Todas as reações estarão deslocadas para a esquerda.
e)

174
Exercícios Extras
Um determinado indicador HX, em solução aquosa,
3.
apresenta o seguinte equilíbrio:
HX  H+ + X–
Em que HX possui cor azul e X–, cor amarela.
Para tornar a solução azulada, deveríamos adicionar:
NH
a) 3
HCl
b)
NaOH
c)
H
d) 2O
NaCl
e)
(UFSCar-SP) As equações apresentadas a seguir repre-
4.
sentam equilíbrios químicos estabelecidos separadamente
no interior de cilindros dotados de êmbolos móveis. Consi-
derando que cada cilindro terá seu volume reduzido à meta-
de do valor inicial, e a temperatura será mantida constante,
assinale a alternativa que representa o equilíbrio afetado
por esta alteração.
C(s) + O
a) 2(g)  CO2(g)
H
b) 2(g) + Br2(g)  2 HBr(g)
CH
c) 4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(g)
CaCO
d) 3(s)  CaO(s) + CO2(g)
FeO(s) + CO(g)
e)  Fe(s) + CO2(g)
Roteiro de estudos
Tarefa suplementar

C
Resposta:
Temperatura: um aumento na temperatura desloca o
equilíbrio no sentido da reação endotérmica. Nesse caso,
o aumento da temperatura deslocaria a reação no sentido
dos reagentes, menor rendimento. O ideal seria diminuir a
temperatura.
Pressão: o aumento da pressão desloca a reação no sentido
dos reagentes, menor rendimento. Nesse caso, a reação seria
deslocada no sentido dos produtos (menor volume 3V → 2V).
Com a adição de NaOH, aumentaremos a concentração
de íons OH–, logo o equilíbrio será deslocado no sentido
oposto dos produtos, aumentando, assim, a quantidade de
amônia liberada.
Química 132 175
EM2D-09-22
Módulo 32· Deslocamento de equilíbrio: exercícios
Na preparação do ácido sulfúrico, em uma das etapas do
1.
processo ocorre a seguinte reação de equilíbrio:
2 SO2(g) + O2(g)  2 SO2(g) DH < 0
Para aumentar o rendimento da reação, é conveniente:
aumentar a temperatura e a pressão sobre o sistema.
a)
diminuir a temperatura e a pressão sobre o sistema.
b)
diminuir a temperatura e aumentar a pressão sobre o
c)
sistema.
aumentar a temperatura e diminuir a pressão sobre o sis-
d)
tema.
deixar a temperatura constante e diminuir a pressão sobre
e)
o sistema.
NH
2. 4
+(aq) + OH–(aq)  NH3(g) + H2O(l)
Se, ao equilíbrio acima, adicionar-se uma solução de
NaOH:
a quantidade de amônia liberada aumentará.
a)
a concentração do íon amônio aumentará.
b)
o pH da solução em equilíbrio diminuirá.
c)
não haverá qualquer alteração.
d)
a quantidade de amônia liberada diminuirá.
e)
A
Resposta:
Exercícios Extras
Na decomposição:
3.
H2(g)  2 H(g), DH = +104 kcal/mol
Explique o que acontece com a constante de equilíbrio
K e que alterações sofrerá o equilíbrio químico se:
diminuirmos a temperatura do sistema;
a)
aumentarmos o volume do recipiente onde ocorre o
b)
equilíbrio químico.
O COCl
4. 2 é um sal de cor azul que se hidrata facilmente,
passando a COCl2 · 2 H2O, de cor rosa. Enfeites como “gati-
nhos”, “galinhos” e outros bibelôs são recobertos com esse
sal e mudam de cor em função da umidade do ar.
Escreva a equação química que representa o equilíbrio
a)
entre o sal anidro e o hidratado.
Indique qual a cor dos bibelôs em função do tempo úmi-
b)
do ou seco. Justifique.
Roteiro de estudos
Tarefa suplementar

E
Resposta:
Quanto maior o Ka, maior a acidez, pois há maior quan-
tidade de íons em solução.
B
Resposta:
M

2
2
·
Ka
1
0,01· 0,04
Ka
1 0,04
A

A

Ka
Ka
=
= ⋅ −
0 000016
0 96
1 66 10 5
,
,
,
176
Módulo 33· Equilíbrio iônico: lei da diluição
de Ostwald
É um caso de equilíbrio que envolve íons.
HCN + H2O  H3O+ + CN–
Constante de ionização (Ki)
1.
K
H O CN
HCN H O
K H O
H O
Ki
=

 
 ⋅ 
 

[ ]⋅ 
 

⇒ ⋅ 
 
 =

 
 ⋅
+ − +
3
2
2
3
 
 

C
CN
HCN
Ki
H O CN
HCN
−
+ −

 

[ ]
=

 
 ⋅ 
 

[ ]
3
Generalizando, para eletrólitos fracos e em solução di-
luída, temos:
Ki
produtos
reagentes
=
[ ]
[ ]
, menos [H2O]= constante
Ki pode ser chamado de:
Ka – Constante de ionização do ácido ou
Kb – Constante de dissociação da base
Grau de ionização (
2. α)
a =
n de mols ionizados ou dissociados
n total de mols dissolvidos
o
o
Observações:
a
I. e Ki aumentam com a temperatura.
Quanto maior o Ki, mais forte será o ácido ou a base.
II.
Para um poliácido, a ionização é gradativa.
III.
H
1) 2S  H+ + HS– K1 = 1,0 · 10–7
HS
2) –  H+ + S2– K2 = 1,3 · 10–13
Lei da diluição de Ostwald
3.
É uma lei que relaciona o grau de ionização com a con-
centração molar da solução.
– A – A

– A A
2 2
n
Ki ou Ki
V (1 ) 1
M
(Lei da diluição de Ostwald)
Observação – Quanto mais diluída for a solução, maior
será o grau de ionização.
Efeito do íon comum
4.
É a aplicação do princípio de Le Chatelier para equilí-
brios iônicos.
A constante de ionização dos ácidos em água (Ka) indi-
1.
ca a força relativa dos ácidos.
Ácidos Ka (a 25 °C)
H2S 1,0 · 10–7
HNO2 6,0 · 10–6
H2CO3 4,4 · 10–7
CH3COOH 1,8 · 10–5
C6H5COOH 6,6 · 10–5
Na comparação entre as forças de ácidos, é correto afir-
mar que o ácido mais forte tem maior:
massa molecular.
a)
densidade.
b)
temperatura de ebulição.
c)
temperatura de fusão.
d)
constante de ionização.
e)
Uma solução 0,01 mol/L de um monoácido está 4,0%
2.
ionizada. A constante de ionização desse ácido é:
6,66 · 10
a) –3
1,66 · 10
b) –5
3,32 · 10
c) –5
4,00 · 10
d) –5
3,00 · 10
e) –6

Química 132 177
EM2D-09-22
Exercícios Extras
Um monoácido fraco tem constante de ionização igual
3.
a 10–8, em temperatura ambiente. Este ácido, numa solução
molar, terá grau de ionização, aproximadamente, igual a:
10%
a)
1%
b)
0,1%
c)
0,01%
d)
0,001%
e)
A tabela abaixo relaciona as constantes de ionização em
4.
solução aquosa de alguns ácidos, a 25 °C.
Nome Fórmula Ka
Ácido acético CH3COOH 1,8 · 10–5
Ácido fórmico HCOOH 1,7 · 10–4
Ácido fluorídrico HF 2,4 · 10–4
Dentre os compostos acima, qual é o ácido mais fraco?
a)
Qual é a equação de ionização do ácido fórmico em água?
b)
Qual é a expressão da constante de equilíbrio (Ka) para
c)
a ionização representada pela equação do item (b)?
Roteiro de estudos
Tarefa suplementar

C
Resposta:
– A

A
–

–

–
2
2
4
4
Ka
1
0,02 (0,15)
Ka
1 0,15
4,5 10
Ka
0,85
Ka 5,3 10
M
C
Resposta:
CH3COO–Na+(aq) CH3COO–Na–(aq)
CH3 — C
O
OH(aq) O–(aq)
Efeito do íon comum
CH3 — C
O
+ H+(aq)
+ Na+(aq)

A presença do íon acetato (íon comum) desloca o equi-
líbrio para a esquerda, consumindo íons H+ e diminuindo
sua concentração.
178
Módulo 34· Lei da diluição de Ostwald: exercícios
Considere que, a 25 °C, temos uma solução ácida aquo-
1.
sa (ácido monoprótico) com concentração 0,02 mol/L cujo
grau de ionização do ácido é 15%. A essa temperatura, o
valor da constante de ionização do ácido (Ka) é, aproxima-
damente:
5,3 · 10
a) –8
4,5 · 10
b) –8
5,3 · 10
c) –4
0,0045
d)
4,5 · 10
e) –4
A 1,0 L de uma solução 0,1 mol · L
2. –1 de ácido acético adi-
cionou-se 0,1 mol de acetato de sódio sólido, agitando-se
até a dissolução total. Com relação a esse sistema, pode-se
afirmar que:
a [H
a) +] da solução resultante aumenta.
a [H
b) +] não se altera.
a [H
c) +] da solução resultante diminui.
o íon acetato é uma base de Arrhenius.
d)
o ácido acético é um ácido forte.
e)
Exercícios Extras
Observe as substâncias a seguir.
3. Considere as ionizações:
4.
H2CO3  H+ + HCO3
– a1, K1
HCO3
–  H+ + CO3
2– a2, K2
Podemos afirmar que:
α
a) 1 = α2 e K1 = K2
α
b) 1 α2 e K1 K2
α
c) 1 α2 e K1 K2
α
d) 1 α2 e K1 K2
α
e) 1 α2 e K1 K2
HF
I.
NH
II. 3
CH
III. 3COOH
CH
IV. 3NH2
Em relação a essas substâncias, é correto afirmar:
O ácido fluorídrico é um ácido forte.
a)
O composto I é um ácido e a constante de acidez é
b)
Ka = [HF] / [H3O+] · [F–].
O composto II é um ácido e a constante de acidez é
c)
Ka = [NH4
+] · [OH–] / [NH3].
O composto IV é um ácido e a constante de acidez é
d)
Ka = [CH3NH3
+] · [OH–] / [CH3NH2].
O composto III é um ácido e a constante de acidez é
e)
Ka = [CH3COO–] · [H3O+] / [CH3COOH].
Roteiro de estudos
Tarefa suplementar
Aprofundamento Questões 404, 405, 407, 408

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