Química 1- Semana 17

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EQUILÍBRIO QUÍMICO REAÇÕES REVERSÍVEIS São reações em que os produtos também atuarão como reagentes, ou seja, assim que formados, os produtos irão reagir entre si, formando os reagentes.

CONSTANTES DE EQUILÍBRIO QUÍMICO Considere o equilíbrio molecular homogêneo abaixo:

Nas reações são consideradas duas velocidades, a da reação direta (da esquerda para a direita) e a da reação reversa (da direita para a esquerda).

(x)A(g)+ (y)B(g) (z) C(g) + (w) D(g) • Constante de Equilíbrio em função das concentrações molares dos componentes (Kc)

Vd

(z)C + (w)D (x) A + (y)B  Vr

Kc =

EQUILÍBRIO QUÍMICO As reações reversíveis tendem ao equilíbrio químico. Esse equilíbrio é alcançado quando as velocidades das reações direta e reversa são iguais. A partir desse momento, as concentrações molares dos componentes passam a ser constantes.

• Constante de Equilíbrio em função das pressões parciais dos componentes gasosos(Kp)

Kp =

GRÁFICOS VELOCIDADE X TEMPO

concentração molar

[A] [B]

Vd = Vr

Kp = Kc . (RT)∆N

[C] [D]

∆n = [(z) +(w)] – [(x) + (y)] Variação no número de mols T Temperatura (K) R Constante Universal dos Gases

Vr 0

(PC )(z) ⋅ (PD )( w) (PA )(x) ⋅ (PB )(y)

CONCENTRAÇÃO MOLAR X TEMPO

velocidade Vd

[C]2 ⋅ [D]w [A]x ⋅ [B]y

(0,082atm .Lmol-1.K-1)

teq

tempo

0

teq

teqtempo de equilíbrio

TIPOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICO • Equilíbrio Molecular equilibrio homogêneo N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) equilibrio heterogêneo CaCO = CaO(s) + CO2(g) 3(s)

tempo

Exemplos: • Equilíbrio Homogêneo com componentes no estado gasoso: REAÇÃO

KC

N2O4(g)2NO2(g) Kc =

KP

[NO2 ]2 (PNO2 )2 Kp = (PN2O4 ) [N2O4 ]

HCN(g)  H+ ( aq) + CN−(aq)

KP = KC(RT)DN

1

K p =Kc(RT)

• Equilíbrio Homogêneo com componentes no estado líquido: REAÇÃO

KC

• Equilíbrio Iônico H2O

DN

C2H4O2(l) + C2H6O(l)  C4H8O2(l) + H2O(l)

Kc =

[C4H8O2 ] ⋅ [H2O] [C2H4O2 ] ⋅ [C2H6O]

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EQUILÍBRIO QUÍMICO

• Equilíbrio Heterogêneo com pelo menos um dos componentes no estado gasoso:

Resolução: Devemos desenvolver a tabela de grau de avanço:

REAÇÃO

KC

KP

DN

KP = KC.(RT)∆N

CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)

Kc = [CO2]

Kp = (PCO2)

1

Kp= Kc(RT)

-2

Kp= Kc(RT)-2

2CO2(g) + H2O(l) 2 NaHCO3(s)

1 1 Kp = Kp = 2 [CO2 ] PCO ( 2)

Exemplos: 01. Em um recipiente de 10 L, a 227 OC, foi realizada a mistura entre 12mol de nitrogênio gasoso e 30 hidrogênio gasoso de forma a ocorrer a reação: N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) Sistema entra em equilíbrio quando se verifica a formação de 18 mol de amônia. Determine: a) A constante de equilíbrio, Kc. b) A constante de equilíbrio, Kp c) O grau de avanço (rendimento) da reação até alcançar o estado de equilíbrio. Dado: Constante Universal dos Gases(R) = 0,08 atm.L.mol .K-1. -1

2 HBr(g)  H2 (g) + Br2 (g)

REAÇÃO ESTADO INICIAL

3mol

0

0

AVANÇO DA REAÇÃO

-2x

x

x

ESTADO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO

3-2x

x

x

Concentração Molar dos componentes no estado de Equilíbrio Químico: [HBr] = = (3-2x)mol/20L = 0,3 mol.L-1, [H2] = [Br2] (x)mol/20L  (x)mol   (x)mol     20L   20L  x2 =  = = 3,6 × 10-3 Kc 2 (3 - 2x)2  (3 - 2x)mol    20L   Calculada a equação, temos: x = 0,161 mol Número de mols de HBr consumidos na reação = 2(0,161) = 0,322 mol Cálculo do Rendimento: 3 mol  100%

Resolução:

0,322 mol  x

Devemos desenvolver a tabela de grau de avanço:

x = (0,322)(100)/3 = 10,37%

N2(g) + 3H2(g)  2 NH3(g)

REAÇÃO ESTADO INICIAL

12 mol

30 mol

0

AVANÇO DA REAÇÃO

9 mol

27 mol

+18 mol

ESTADO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO

3 mol

3 mol

18 mol

a) Princípio de Le Chatelier “Quando um fator externo atua numa reação química esta se desloca no sentido a reconduzir a reação a uma nova condição de equilíbrio”. • Influência da Pressão Total

Concentração Molar dos componentes no estado de Equilíbrio Químico: [N2] = [H2] = 3mol/10L = 0,3 mol.L-1, [NH3] = 18mol/10L = 1,8 mol.L-1.

[NH3 ] = 3 [N2 ] ⋅ [H2 ] 2

a) Kc =

DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO

−2 (1,8)2 = 400 (mol.L−1 ) (0,3) ⋅ (0,3)3

PRESSÃO

A REAÇÃO SE DESLOCA NO SENTIDO

Aumento da Pressão Total

Contração de Volume  Menor número de mols

Diminuição da Pressão Total

Expansão de Volume  Maior número de mols

Exemplo: aumento da pressão

b) T = 227 + 273 = 500K Dn = (2)-(3+1) = -2 Kp = (400)[(0,08)(500)]-2 = 0,25(atm)-2. c) 12 mol 100% 9 mol  x X = (9).(100)/12 = 75% 02. Numa temperatura T, a constante de equilíbrio, Kc, da reação abaixo é igual a 3,6 x 10-3. 2 HBr(g) H2 (g) + Br2 (g) Determine o grau de avanço da reação quando o equilíbrio é alcançado na decomposição de 3mol de brometo de hidrogênio gasoso num recipiente de 20L.

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P4(g) + 6C 2(g)    7mol



4PC3(g) 4mol

diminuição da pressão

EQUILÍBRIO QUÍMICO

• Adição de um catalisador

C P

aumento da pressão

diminuição da pressão

A adição de um catalisador a uma reação que já se encontra em equilíbrio não provoca qualquer deslocamento do mesmo. Porém é importante salientar que, se partirmos apenas de quantidades dos reagentes iniciais, o tempo para se alcançar o estado equilíbrio de uma reação é menor quando temos a adição de um catalisador. Exemplo:

(x) A + (y) B

• Influência da Temperatura

Vd Vr

A REAÇÃO SE DESLOCA NO SENTIDO

TEMPERATURA Aumento da temperatura

Endotérmico ∆H > 0

Diminuição da temperatura

Exotérmico ∆H < 0

(z) C + (w) D

GRÁFICOS SEM CATALISADOR concentração molar

[A]

Exemplo:

[B]

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

[C] [D]

COM CATALISADOR concentração molar

[A]

[C]

[B]

[D]

sentido exotérmico ∆H = -11,40 Kcal.mol-1 sentido endotérmico

T(aumenta)

0

teq

tempo

0

teq

tempo

teq  tempo de equilíbrio

• Influência da Concentração Molar de um componente Adição do componente

Aumento da Concentração

Deslocamento do equilíbrio no sentido do consumo do mesmo.

Retirada do componente

Diminuição da Concentração

Deslocamento do equilíbrio no sentido da produção consumo do mesmo.

2NH3(g)

N2 (g)

+3H2 (g)

EXERCÍCIOS DE

FIXAÇÃO 01. (UECE 2018) Considere a reação seguinte no equilíbrio: − + HCO3(aq) + H(aq)  CO2(g) + H2O(). Para aumentar a produção de água, com a temperatura constante, deve-se: a) acrescentar CO2.

− b) retirar parte do HCO3(aq). c) acrescentar um catalisador. d) acrescentar um pouco de HC. 02. (UFRGS 2017) Observe a figura abaixo, sobre o perfil de energia de uma reação em fase gasosa.

• Influência da Pressão Parcial de um componente gasoso Num recipiente de volume constante e numa dada temperatura, a pressão parcial de um gás é diretamente proporcional à concentração molar do mesmo. Sendo assim, o deslocamento do equilíbrio químico provocado pela alteração da pressão parcial de um componente gasoso é idêntico ao provocado pela alteração de sua concentração molar.

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EQUILÍBRIO QUÍMICO

Considere as seguintes afirmações a respeito dessa reação. I. A posição de equilíbrio é deslocada a favor dos produtos, sob aumento de temperatura. II. A posição de equilíbrio é deslocada a favor dos reagentes, sob aumento de pressão.

08. (UFJF-PISM 3 2019) Em uma garrafa de refrigerante, ou cerveja, há pelo menos uma reação química reversível ocorrendo a todo o tempo: a decomposição do ácido carbônico em meio aquoso, como mostra a equação química abaixo: H2CO3(aq)  H2O() + CO2(g)

III. A velocidade da reação inversa aumenta com a temperatura. Quais estão corretas?

a) o aumento da pressão em seu interior, favorecendo a decomposição do ácido carbônico.

a) Apenas I.

c) Apenas III.

b) Apenas II.

d) Apenas I e II.

e) I, II e III.

b) a diminuição da pressão em seu interior, favorecendo a formação do ácido carbônico.

03. (ACAFE 2015) Dado o equilíbrio químico abaixo e baseado nos conceitos químicos é correto afirmar, exceto: 2NO2(g) + 7H2(g)  2NH3(g) + 4H2O(g)

∆>0

a) A presença de um catalisador altera a constante de equilíbrio. b) Adicionando H2 o equilíbrio é deslocado para a direita. c) Diminuindo a pressão do sistema o equilíbrio é deslocado para a esquerda. d) Diminuindo a temperatura do sistema o equilíbrio é deslocado para a esquerda. 04. A indústria de fertilizantes químicos, para a obtenção dos compostos nitrogenados, utiliza o gás amônia (NH3) que pode ser sintetizado pela hidrogenação do nitrogênio, segundo a equação química: N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g)

K = 1,67 × 10 mol ·L –3

–2

–2

Num procedimento de síntese, no sistema, em equilíbrio, as concentrações de N2 (g) e de H2 (g) são, respectivamente, iguais a 2,0 mol·L–1 e 3,0 mol·L–1. Nessas condições, a concentração de NH3 (g), em mol·L–1, será igual a: a) 0,30

c) 0,80

b) 0,50

d) 1,00

e) 1,30

05. Considerando o equilíbrio a 1000 ºC: 2CO(g) + O2(g)  2CO2(g)

a) a temperatura aumentar e a pressão aumentar. b) a temperatura diminuir e a pressão diminuir. c) a temperatura diminuir e a pressão aumentar. d) a temperatura aumentar e a pressão diminuir. e) somente com a adição de catalisadores especiais. 06. Considere o sistema em equilíbrio: N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)

c) a diminuição da pressão em seu interior, favorecendo a decomposição do ácido carbônico. d) o aumento da temperatura do refrigerante, levando a formação de ácido carbônico, diminuindo a concentração de CO2. 09. (MACKENZIE 2013) Sob condições adequadas de temperatura e pressão, ocorre a formação do gás amônia. Assim, em um recipiente de capacidade igual a 10 L, foram colocados 5 mol de gás hidrogênio junto com 2 mol de gás nitrogênio. Ao ser atingido o equilíbrio químico, verificou-se que a concentração do gás amônia produzido era de 0,3 mol/L. Dessa forma, o valor da constante de equilíbrio (KC) é igual a a) 1,80·10-4

c) 6,00·10-1

b) 3,00·10

d) 3,60·10

-2

∆H = -22kcal

A melhor maneira de aumenta o rendimento de NH3 é: a) aumentar a temperatura. b) aumentar a pressão. c) juntar um catalisador. d) adicionar um gás inerte.

10. (UFRGS 2014) Abaixo estão mostradas duas reações em fase gasosa, com suas respectivas constantes de equilíbrio. CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g)

K = 0,23

CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g)

K = 0,20

Pode-se concluir que, nessas mesmas condições, a constante de equilíbrio para a reação CH4(g) + 2H2O(g) → CO2(g) + 4H2(g) é de: a) 0,030

c) 0,230

b) 0,046

d) 0,430

07. Para aumentar a produção de íons bicarbonato, com a temperatura constante, deve-se: b) adicionar HCO3-. c) acrescentar um catalisador. d) acrescentar um pouco de HC.

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e) 1,150

EXERCÍCIOS DE

TREINAMENTO 01. (FMP 2018) O galinho do tempo é um bibelô, na forma de um pequeno galo, que, dependendo das condições meteorológicas daquele instante, pode mudar de cor, passando de azul para 2− rosa e vice-versa. O íon [CoC 4 ](aq) apresenta cor azul e o íon 2− [Co(H2O)6 ](aq) apresenta cor rosa. A equação envolvida nesse processo é representada por 2− 2+ [CoC 4 ](aq) + 6 H2O()  [Co(H2O)6 ](aq) + 4 C −(aq) Segundo o Princípio de Le Chatelier, a cor do “galinho” em um dia de sol e a expressão da constante de equilíbrio de ionização são, respectivamente,

e) aumentar o volume do reator.

a) acrescentar CO2

e) 1,44·104

1

∆H = -130kcal

Devemos esperar um aumento na quantidade de monóxido de carbono quando:

8

∆H > 0

Segundo o Princípio de Le Chatelier, quando a garrafa é aberta, ocorre:

a) azul e K =

[CoC ]2−  4   [Co(H O) ]2+  ⋅ C −  2 6    

4

[Co(H O) ]2+  ⋅ C −  2 6     b) azul e K = − 2 [CoC ]  4  

4

EQUILÍBRIO QUÍMICO

c) rosa e K =

[CoC ]2−  ⋅ [H O]6 4   2 [Co(H O) ]2+  ⋅ C −  2 6    

4

[Co(H O) ]2+  ⋅ C −  2 6     d) rosa e K =  [CoC ]2−  ⋅ [H O]6 4   2

4

Com base nesses dados, pode-se dizer que a quantidade dissociada em mols de N2O4(g) é: d) 0,60

e) V.

(Química Nova, vol. 25, nº. 2, 2002. Adaptado)

02. (UDESC 2016) As reações químicas dependem de colisões eficazes que ocorrem entre as moléculas dos reagentes. Quando se pensa em sistema fechado, é de se esperar que as colisões ocorram entre as moléculas dos produtos em menor ou maior grau, até que se atinja o equilíbrio químico. À temperatura ambiente, o NO2(g), gás castanhoavermelhado, está sempre em equilíbrio com o seu dímero, o N2O4(g), gás incolor. Em um experimento envolvendo a dissociação de N2O4(g) em NO2(g) coletaram-se os seguintes dados: a amostra inicial de N2O4(g) utilizada foi de 92g, em um dado momento a soma dos componentes N2O4(g) e NO2(g) foi de 1,10 mol.

c) 0,40

d) III e V.

[Fe(H2O)6]3+ ↔ [Fe(H2O)5OH]2+ +H+

[Co(H O) ]2+  ⋅ C 2 6     e) azul e K = − 2 6 [CoC ]  ⋅ [H O] 4   2

b) 0,10

c) II, IV e V.

b) II e V.

04. (FGV 2015) Estudos ambientais revelaram que o ferro é um dos metais presentes em maior quantidade na atmosfera, apresentandose na forma do íon de ferro 3+ hidratado, [Fe(H2O)6]3+. O íon de ferro na atmosfera se hidrolisa de acordo com a equação

− 4

a) 0,20

a) I, III e V.

e) 0,80

03. (UNIFOR 2014) O dióxido de nitrogênio é um gás de cor castanhoavermelhado, de cheiro forte e irritante. É um agente oxidante forte e sua presença na atmosfera contribui para a formação de chuvas ácidas. Em um recipiente contendo apenas NO2, ocorre o seguinte processo a temperatura constante:

2NO2(g)  2NO(g) + O2(g) As concentrações do reagente e dos produtos foram acompanhados com o passar do tempo, conforme mostra o gráfico abaixo.

Um experimento em laboratório envolvendo a hidrólise de íons de ferro em condições atmosféricas foi realizado em um reator de capacidade de 1,0 L. Foi adicionado inicialmente 1,0 mol de [Fe(H2O)6]3+ e, após a reação atingir o equilíbrio, havia sido formado 0,05 mol de íons H+. A constante de equilíbrio dessa reação nas condições do experimento tem valor aproximado igual a: a) 2,5 × 10-1

c) 2,5 × 10-4

b) 2,5 × 10

d) 5,0 × 10

-3

e) 5,0 × 10-3

-2

05. (ENEM 2015) Vários ácidos são utilizados em indústrias que descartam seus efluentes nos corpos d'água, como rios e lagos, podendo afetar o equilíbrio ambiental. Para neutralizar a acidez, o sal carbonato de cálcio pode ser adicionado ao efluente, em quantidades apropriadas, pois produz bicarbonato, que neutraliza a água. As equações envolvidas no processo são apresentadas: 2+ − I. CaCO3(s) + CO2(g) + H2O()  Ca(aq) + 2 HCO3(aq) − + − K = 3,0 × 10-11 II. HCO3(aq)  H(aq) + CO23(aq) 1 2+ 2− K = 6,0 × 10-9 III. CaCO  Ca + CO 3(s) (aq) 3(aq) 2 + − IV. CO2(g) + H2O()  H(aq) + HCO3(aq) K3 = 2,5 × 10-7 Com base nos valores das constantes de equilíbrio das reações II, III e IV a 25 ºC, qual é o valor numérico da constante de equilíbrio da reação I? a) 4,5 × 10-26

c) 0,8 × 10-9

b) 5,0 × 10

d) 0,2 × 10

-5

e) 2,2 × 1026

5

06. (FUVEST 2013) A uma determinada temperatura, as substâncias HI, H2 e I2 estão no estado gasoso. A essa temperatura, o equilíbrio entre as três substâncias foi estudado, em recipientes fechados, partindo-se de uma mistura equimolar de H2 e I2 (experimento A) ou somente de HI (experimento B).

Analisando o gráfico, é correto o que se afirma em: I. O aumento da pressão favorece a formação de NO(g) e O2(g). II. Ao atingir o equilíbrio, a constante de equilíbrio terá valor de 640. III. As curvas A, B e C representam respectivamente as concentrações de NO2, NO e O2. IV. A partir de 6s o sistema atinge o equilíbrio e não ocorre alteração nas concentrações. V. O aumento da pressão favorece o deslocamento da reação no sentido do NO2(g). Está CORRETO o que se afirma apenas em:

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EQUILÍBRIO QUÍMICO

Pela análise dos dois gráficos, pode-se concluir que a) no experimento A, ocorre diminuição da pressão total no interior do recipiente, até que o equilíbrio seja atingido. b) no experimento B, as concentrações das substâncias (HI, H2 e I2) são iguais no instante t1. c) no experimento A, a velocidade de formação de HI aumenta com o tempo.

09. (UFJF-PISM 3 2017) Segundo o princípio de Le Châtelier, se um sistema em equilíbrio é submetido a qualquer perturbação externa, o equilíbrio é deslocado no sentido contrário a esta perturbação. Assim, conforme o sistema se ajusta, a posição do equilíbrio se desloca favorecendo a formação de mais produtos ou reagentes. A figura abaixo mostra diferentes variações no equilíbrio da reação de produção de amônia de acordo com a perturbação que ocorre. N2(g) + 3 H2(g)  2NH3(g)

d) no experimento B, a quantidade de matéria (em mols) de HI aumenta até que o equilíbrio seja atingido. e) no experimento A, o valor da constante de equilíbrio (K1) é maior do que 1. 07. (UPE-SSA 2 2017) O gráfico a seguir indica o andamento de uma reação química.

Em quais tempos verifica-se um efeito que desloca o equilíbrio favorecendo os reagentes?

Que reação está sendo representada? a) Síntese da amônia b) Queima do magnésio c) Combustão do metano d) Hidratação do óxido de cálcio e) Decomposição da água oxigenada 08. (PUCSP 2017) Durante uma transformação química as concentrações das substâncias participantes foram determinadas ao longo do tempo. O gráfico a seguir resume os dados obtidos ao longo do experimento.

a) t1, t2, t6

c) t2, t3, t4

b) t1, t4, t6

d) t3, t4, t5

e) t3, t5, t6

10. (FUVEST 2017) A hemoglobina (Hb) é a proteína responsável pelo transporte de oxigênio. Nesse processo, a hemoglobina se transforma em oxi-hemoglobina (Hb(O2)n). Nos fetos, há um tipo de hemoglobina diferente da do adulto, chamada de hemoglobina fetal. O transporte de oxigênio pode ser representado pelo seguinte equilíbrio: Hb + nO2  Hb(O2)n, em que Hb representa tanto a hemoglobina do adulto quanto a hemoglobina fetal. A figura mostra a porcentagem de saturação de Hb por O2 em função da pressão parcial de oxigênio no sangue humano, em determinado pH e em determinada temperatura.

A respeito do experimento, foram feitas algumas afirmações: I. A e B são reagentes e C é o produto da reação estudada. II. A reação química estudada é corretamente representada pela equação: B + 2 C → A III. Não houve consumo completo dos reagentes, sendo atingido o equilíbrio químico. IV. A constante de equilíbrio dessa reação, no sentido da formação de A, nas condições do experimento é menor do que 1. Estão corretas apenas as afirmações: a) I e IV. b) II e III. c) II e IV. d) III e IV.

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A porcentagem de saturação pode ser entendida como:

= % de saturação

[Hb(O2 )n ] × 100 [Hb(O2 )n ] + [Hb]

Com base nessas informações, um estudante fez as seguintes afirmações: I. Para uma pressão parcial de O2 de 30 mmHg, a hemoglobina fetal transporta mais oxigênio do que a hemoglobina do adulto. II. Considerando o equilíbrio de transporte de oxigênio, no caso de um adulto viajar do litoral para um local de grande altitude, a concentração de Hb em seu sangue deverá aumentar, após certo tempo, para que a concentração de Hb(O2)n seja mantida. III. Nos adultos, a concentração de hemoglobina associada a oxigênio é menor no pulmão do que nos tecidos.

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Note e adote:

Analise o gráfico e assinale a opção CORRETA.

- pO2(pulmão) > pO2(tecidos).

a) A adição de I2(g) em t1 aumentou a concentração de HI(g). b) A adição de H2(g) em t2 aumentou a concentração de I2(g).

É correto apenas o que o estudante afirmou e a) I.

c) I e II.

b) II.

d) I e III.

e) II e III.

c) A adição de H2(g) em t2 levou o sistema ao equilíbrio. d) A adição de H2(g) em t1 aumentou a concentração de HI(g). e) A adição de HI(g) em t2 alterou o equilíbrio do sistema. 04. Dado o equilíbrio:

EXERCÍCIOS DE

COMBATE

N2(g) + O2(g)

01. O equilíbrio de dissociação do H2S gasoso é representado pela equação: 2H2S(g) 2H2(g) + S2(g) Em um recipiente de 2,0 dm3 estão em equilíbrio 1,0 mol de H2S, 0,20 mol de H2 e 0,80 mol de S2. Qual o valor da constante de equilíbrio Kc? a) 0,016

2 NO(g)

A 2000 ºC, o Kc para esta reação é 0,10. Considere que um recipiente de 20 litros contém a mistura gasosa de 4 mol de N2, 1,0 mol de O2 e 0,80 mol de NO. Para esse sistema atingir o equilíbrio, a 2000 ºC, a partir das concentrações iniciais dadas, é necessário que: a) as concentrações molares do sistema diminuam, até que seja atingido o equilíbrio. b) o equilíbrio se desloque para a direita, porque até igualar as concentrações, tem de haver consumo de N2, que está em excesso. c) o deslocamento no sentido da reação ocorrerá se a temperatura aumentar até estabelecer um novo equilíbrio.

b) 0,032

d) A reação se desloque para a direita, diminuindo as concentrações dos reagentes, até se chegar ao valor do Kc.

c) 0,080 d) 12,5

e) A concentração de NO diminua e aumente a de N2 e O2, até a relação dos concentrações chegar ao valor de Kc.

e) 62,5 02. Analise os sistemas em equilíbrio abaixo: SISTEMA

REAÇÃO

05. Assinale, entre as opções abaixo, a razão Kp/Kc relativa à reação

I

N2(g) + O2(g)

2 NO(g)

1,0 × 10-30

II

N2(g) + 3H2(g)

2NH3(g)

5,0 × 108

Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)

NaHCO3(s)

Kc A 25ºC a) 1

c) (RT)-2

b) RT

d) (RT)

e) (RT)3

2

06. Colocando-se 5 mol de H2O(g) e 4 mol de CO(g), em condições de reagir num recipiente fechado, obtém–se a reação reversível:

A alternativa correta em função das constantes de equilíbrio e dos fatores que podem provocar deslocamentos dos equilíbrios, é:

H2O(g) + CO(g)

CO2(g) + H2(g)

a) Em I , aumentando-se a pressão externa sobre o sistema deslocase no sentido da produção de NO.

Quando o equilíbrio é alcançado verifica-se a presença de 2 mol de H2(g). Qual o valor da constante de equilíbrio Kc?

b) Em I, as concentrações de N2 e O2 no equilíbrio, são muito pequenas comparadas com a concentração de NO.

a) 1/3

c) 1

b) 2/3

d) 4/3

c) Em II, aumentando-se a pressão parcial de N2, desloca-se o equilíbrio no sentido da produção de NH3. d) Em II, a adição de um catalisador metálico desloca o equilíbrio no sentido do consumo de H2.

e) 5/3

07. O gráfico abaixo ilustra a variação de concentração no equilíbrio, de um determinado produto X de uma reação química, com as variações de pressão e temperatura. Reagentes e produtos são todos gasosos.

e) Em II, a concentração de NH3 no equilíbrio, é muito pequena comparada as contrações de N2 e H2. 03. O gráfico refere-se ao sistema químico: H2(g) + I2(g)  2HI(g), ao qual se aplica o princípio de Le Chatelier.

Do exposto e da análise do gráfico, pode-se concluir que: a) a reação, na direção da produção de X, é endotérmica. b) o aumento da pressão faz o equilíbrio deslocar-se na direção dos reagentes. c) na equação química balanceada, o número total de mols dos produtos é menor do que o de reagentes.

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EQUILÍBRIO QUÍMICO

d) em temperaturas suficientemente baixas, poder-se-ia obter 100% de X. e) a adição de um catalisador aumentaria a concentração de X em qualquer temperatura. 08. São colocados 8,0 mol de amônia num recipiente fechado de 5,0 litros de capacidade. Acima de 450 ºC, estabelece-se, após algum tempo, o equilíbrio:

2 NH3(g)

a)

3 H2(g) + N2(g)

Sabendo que a variação do número de mol dos participantes está registrada no gráfico, podemos afirmar que, nestas condições, a constante de equilíbrio, KC, é igual a:

b)

c)

a) 27,00

c) 1,08

b) 5,40

d) 2,16

09. Dois mol de CO(g) reagem com dois mol de NO2(g), conforme a equação:

CO2(g) + NO(g) (200OC)

CO(g) + NO2(g)

Quando se estabelece o equilíbrio, verifica-se que 3/4 de cada um dos reagentes foram transformados em CO2(g) e NO (g).

d)

A constante de equilíbrio para a reação é: a) 0,11 b) 0,56 c) 1,77 d) 9,00 e) 10,50

GABARITO

10. O craqueamento é uma reação química empregada industrialmente para a obtenção de moléculas mais leves a partir de moléculas mais pesadas. Considere a equação termoquímica abaixo, que representa o processo utilizado em uma unidade industrial para o craqueamento de hexano. H3C

CH2

CH2

CH2

CH2

CH3 (g)

H3C

CH2

CH2

CH3 (g) + H2C

CH2

(g)

∆H>0.

Em um experimento para avaliar a eficiência desse processo, a reação química foi iniciada sob temperatura T1 e pressão P1. Após seis horas, a temperatura foi elevada para T2, mantendo-se a pressão em P1. Finalmente, após doze horas, a pressão foi elevada para P2, e a temperatura foi mantida em T2. A variação da concentração de hexano no meio reacional ao longo do experimento está representada em:

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EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO 01. D

04. A

07. A

02. E

05. D

08. C

03. A

06. B

09. E

10. B

EXERCÍCIOS DE TREINAMENTO 01. B

04. B

07. A

02. B

05. B

08. B

03. E

06. E

09. D

10. C

EXERCÍCIOS DE COMBATE 01. A

04. E

07. C

02. C

05. D

08. A

03. D

06. B

09. D

10. A