Lista de exercícios de química

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Bacharelado em Ciências Biológicas 
Lista de Exercícios – Equilíbrios Químicos 
 
1 - Os seguintes diagramas representam uma reação hipotética de A → B, com A representado pelas esferas 
vermelhas e B representado pelas azuis. A sequência da esquerda para a direita representa o sistema à 
medida que o tempo passa. Os diagramas indicam que o sistema atingiu o estado de equilíbrio? Justifique 
sua resposta. 
 
 
2 – Classifique as afirmativas a seguir como verdadeiras ou falsas e explique o que está incorreto sobre as 
afirmativas falsas: 
(a) No equilíbrio os reagentes não são mais transformados em produtos. 
(b) No equilíbrio a constante de velocidade para a reação direta é igual à da reação inversa. 
(c) No equilíbrio existem quantidades iguais de reagentes e produtos. 
(d) Uma reação para quando atinge o equilíbrio. 
(e) Uma reação em equilíbrio não é afetada pelo aumento da concentração de produtos. 
(f) Se a reação começa com maior pressão dos reagentes, a constante de equilíbrio será maior. 
(g) Se a reação começa com concentrações maiores de reagentes, as concentrações de equilíbrio dos 
produtos serão maiores. 
 
3 - Suponha que as reações na fase gasosa A → B e B → A sejam ambas processos elementares com 
constantes de velocidades de 4,2 x 10
-3
 s
-1
 e 1,5 x 10
-1
 s
-1
, respectivamente. 
(a) Qual é o valor da constante de equilíbrio para o equilíbrio A(g) B(g)? 
(b) Qual é maior no equilíbrio, a pressão parcial de A ou a pressão parcial de B? Justifique sua resposta. 
 
4 - Considere a reação A + B ⇌ C + D. Vamos supor que tanto a reação direta quanto a inversa são 
processos elementares e que o valor da constante de equilíbrio é muito grande. 
(a) Quais espécies predominam no equilíbrio, reagentes ou produtos? 
(b) Qual reação tem a maior constante de velocidade, a direta ou a inversa? Justifique sua resposta. 
 
5 - O que é a lei da ação de massa? Ilustre-a usando a reação NO(g) + Br2(g) ⇌ NOBr2(g). 
 
6 - Escreva a expressão para Keq para as seguintes equações. Em cada caso indique se a reação é homogênea 
ou heterogênea. 
(a) 3NO(g) ⇌ N2O(g) + NO2(g) (b) CH4(g) + 2H2S(g) ⇌ CS2(g) + 4H2(g) 
(c) Ni(CO)4(g) ⇌ Ni(s) + 4CO(g) (d) HF(aq) ⇌ H
+
 (aq) + F
-
(aq) 
(e) 2Ag(s) + Zn
2+
(aq)⇌ 2Ag+(aq) + Zn(s) (f) N2(g) + O2(g) ⇌ 2NO(g) 
(g) Ti(s) + 2C12(g) ⇌ TiC14(l) (h) 2C2H4(g) + 2H2O(g) ⇌ 2C2H6(g) + O2(g) 
(i) Co(s) + 2H
+
(aq) ⇌ Co2+(aq) + H2(g) (j) NH3(aq) + H20(l) ⇌ NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
7 - Quando as seguintes reações chegam ao equilíbrio, a mistura em equilíbrio contém mais reagentes ou 
mais produtos? 
(a) N2(g) + O2(g) ⇌ 2NO(g); Keq = 1,5 x 10
-10
 
(b) 2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g); Keq = 2,5 x 10
9
 
(c) 2NO(g) + O2(g) ⇌ 2NO2(g); Keq = 5,0 x 10
12 
(d) 2HBr(g) ⇌ H2(g) + Br2(g); Keq = 5,8 x 10
-18 
 
 8 - O iodeto de hidrogênio gasoso é colocado em recipiente fechado a 425 °C, onde se decompõe 
parcialmente em hidrogênio e iodo: 2HI(g) ⇌ H2(g) + I2(g). No equilíbrio encontra-se que PHI: 0,202 atm, 
PH2: 0,0274 atm e PI2: = 0,0274 atm. Qual é o valor de Keq a essa temperatura? 
 
9 - O metanol (CH3OH) é produzido comercialmente pela reação catalisada de monóxido de carbono e 
hidrogênio: CO(g) + 2H2(g) ⇌ CH3OH(g). Consta que uma mistura em equilíbrio em certo recipiente de 
2,0L contém 0,0406 mols de CH3OH, 0,170 mol de CO e 0,302 mol de H2 a 500 K. Calcule Keq a essa 
temperatura. 
 
10 – (a) Explique o princípio de Le Châtelier. Como este princípio ajuda a maximizar os rendimentos das 
reações? 
(b) Indique quatro fatores que podem deslocar a posição de um equilíbrio. Qual desses fatores pode alterar o 
valor da constante de equilíbrio? 
(c) A adição de um catalisador tem algum efeito na posição de um equilíbrio? 
 
11- Considere o seguinte sistema em equilíbrio: PCl5(g) ⇌ PCl3(g) + Cl2(g) ∆H° = 92,5 kJ/mol 
Preveja em que sentido evolui o equilíbrio: 
(a) ao aumentar a temperatura; 
(b) ao adicionar mais cloro gasoso à mistura reacional; 
(c) ao remover uma parte de PCl3 da mistura; 
(d) ao aumentar a pressão dos gases; 
(e) ao adicionar um catalisador à mistura reacional. 
 
12 – Considere a reação: 2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g) ∆Hº = - 198,2 kJ/mol 
Comente as variações nas concentrações de SO2, O2 e SO3 no equilíbrio devido: 
(a) a um aumento de temperatura; 
(b) a um aumento de pressão; 
(c) a um aumento de SO2; 
(d) a adição de um analisador; 
(e) a adição de hélio a volume constante. 
 
13 - Na reação não catalisada a 100 ºC: N2O4(g) ⇌ 2NO(g), as pressões dos gases em equilíbrio são PN2O4 = 
0,377 atm e PNO2 = 1,56 atm. Que influência teria a presença de um catalisador sobre estas pressões? 
 
14 – Considere a seguinte reação na fase gasosa: 2CO(g) + O2(g) ⇌ 2CO2(g). 
Preveja o efeito que teria, na posição de equilíbrio, a adição de hélio gasoso à mistura em equilíbrio (a) à 
pressão constante e (b) a volume constante. 
 
15 - Considere a seguinte reação em equilíbrio em um recipiente fechado: CaCO3(s) ⇌ CaO(s) + CO2(g). 
O que aconteceria se: 
(a) o volume aumentasse? 
(b) CaO fosse adicionado à mistura? 
(c) um pouco de CaCO3 fosse removido? 
(d) CO2 fosse adicionado à mistura? 
(e) algumas gotas de solução de NaOH fossem adicionadas à mistura? 
(f) algumas gotas de solução de HCl fossem adicionadas à mistura? 
(g) a temperatura aumentasse? 
 
16 - Considere a afirmação “A constante de equilíbrio de uma mistura reacional de NH4Cl sólido e NH3 e 
HCl gasosos é 0,316.” In três informações importantes que estão faltando nessa equação. 
 
17 - O composto bicarbonato de sódio sofre uma decomposição térmica de acordo com a equação: 
2NaHCO3(s) ⇌ Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) 
 
Se adicionássemos mais bicarbonato de sódio à mistura reacional, em que situação obteríamos mais CO2 e 
H2O: (a) com um recipiente fechado ou (b) com um recipiente aberto? 
 
18 - Qual é o efeito de um aumento de pressão em cada um dos seguintes sistemas em equilíbrio? A 
temperatura mantém-se constante e os reagentes estão contidos em um cilindro munido de um êmbolo 
móvel. 
(a) A(s) ⇌ 2B(g) (b) 2A(g) ⇌ B(l) (c) A(s) ⇌ B(g) 
(d) A(g) ⇌ B(g) (e) A(g) ⇌ B(g) (f) A(s) ⇌ B(l) 
 
19 – (a) Embora HCl e H2SO4 tenham propriedades muito diferentes como substâncias puras, suas soluções 
aquosas possuem propriedades comuns. Relacione algumas propriedades comuns dessas soluções. 
(b) Embora NaOH e CaO tenham propriedades muito diferentes como substâncias puras, suas soluções 
aquosas possuem propriedades comuns. Relacione algumas propriedades comuns dessas soluções. 
 
20 – (a) Qual é a diferença entre as definições de um ácido de Arrhenius e de Bronsted-Lowry? 
(b) (a) Qual é a diferença entre as definições de uma base de Arrhenius e de Bronsted-Lowry? 
(c) Quando a amônia se dissolve em água, ela se comporta tanto como uma base de Arrhenius quanto como 
uma base de Bronsted-Lowry. Explique porque isso ocorre. 
(d) Qual a relação existente entre a força de um ácido de Bronsted-Lowry e a força de sua base conjugada? 
 
21 – (a) O que é pH e porque é preferível discutir a acidez em termos de pH e não da concentração do íon 
H
+
? 
(b) O pH de uma solução pode ser zero ou negativo? 
(c) Explique o que é a força de um ácido. Dê exemplos de ácidos fortes e ácidos fracos. 
(d) Qual é o ácido e qual é a base mais forte que podem existir na água? 
 
22 - Dê o ácido conjugado das seguintes bases de Bronsted-Lowry: 
(a) HAsO4
2-
; (b) CH3NH2; (c) SO4
2-
 (d) H2PO4
-
. 
 
23 - Dê a base conjugado dos seguintes ácidos de Bronsted-Lowry: 
(a) H2SO3; (b) NH4
+
; (c) HSO4
-
 (d) CH3COOH. 
 
24 - Determine o ácido de Bronsted-Lowry e a base deBronsted-Lowry no lado esquerdo de cada uma das 
seguintes equações, bem como o ácido conjugado e a base conjugada no lado direito: 
(a) NH4
+
(aq) + CN
-
(aq) ⇌ HCN(aq) + NH3(aq) 
(b) (CH3)3N(aq) + H2O(l) ⇌ (CH3)3NH
+
(aq) + OH
-
(aq) 
(c) HCHO2(aq) + PO4
3-
(aq) ⇌ CHO2
-
(aq) + HPO4
2-
(aq) 
 
25 - Rotule cada um dos seguintes itens como sendo uma base forte, uma base fraca ou uma espécie com 
basicidade desprezível. Em cada caso, escreva a fórmula de seu ácido conjugado: 
(a) C2H3O2
-
 (b) HCO3
-
; (e) O
2-
; (d) Cl
-
; (e) NH3 
 
26 - (a) Qual dos seguintes itens é o ácido mais forte de Bransted-Lowry, HBrO ou HBr? 
(b) Qual é a base mais forte de Bransted-Lowry, F
-
 ou Cl
-
? 
(c) Qual dos seguintes itens e o ácido mais forte de Bronsted-Lowry, HNO3 ou HNO? 
(b) Qual é a base mais forte, NH3 ou H2O? 
Explique brevemente suas escolhas. 
 
27 – Qual das seguintes afirmações é(são) verdadeira(s) para uma solução de ácido fraco HÁ 0,10 mol/L? 
(a) o pH é 1,0. (b) [H
+
] ≫ [A-] (c) [H+] = [A-] (d]) o pH < 1,0. 
 
28 – (a) O que é o efeito do íon comum? 
(b) Dê exemplo de um sal que pode diminuir a ionização do HNO2 em solução. 
(c) Dê exemplo de um sal que pode diminuir a ionização do NH3 em solução. 
 
29 – Os diagramas seguintes apresentam três soluções de bases fracas de concentrações iguais. Coloque-as 
em ordem crescente de Kb. 
 
 
30 – (a) O que é uma solução tampão? 
(b) Explique porque uma mistura de CH3COOH/CH3COONa pode agir como um tampão enquanto uma 
mistura de HCl/NaCl não pode. 
(c) Explique porque uma mistura de HCl/NaF pode atuar como um tampão, mas uma mistura de HF e NaCl 
não. 
 
31 – Qual das seguintes soluções tem a maior capacidade tamponante? 
(a) CH3COOH 0,2 mol/L / CH3COONa 0,4 mol/L 
(b) CH3COOH 0,4 mol/L / CH3COONa 0,4 mol/L 
(c) CH3COOH 0,3 mol/L / CH3COONa 0,6 mol/L 
(d) CH3COOH 0,4 mol/L / CH3COONa 0,6 mol/L 
 
32 – Os seguintes diagramas contêm um ou mais dos compostos: H2A, NaHA e Na2A, dos quais H2A é um 
ácido diprótico fraco. 
(a) Qual das soluções pode ser uma solução tampão? 
(b) Qual é a solução tampão mais eficaz? 
 
 
33 – Escreva as equações balanceadas e a expressão do produto de solubilidade dos equilíbrios de 
solubilidade dos seguintes sais: 
(a) CuBr (b) ZnC2O4 (c) Ag2Cr2O7 (d) Hg2Cl2 (e) AuCl3 
 
34 – (a) O cloreto de prata tem Kps maior que o carbonato de prata. Isso significa que o cloreto de prata 
também tem uma solubilidade molar maior que o carbonato de prata? 
(b) Como o efeito do íon comum influencia os equilíbrios de solubilidade? 
(c) Porque há diminuição da solubilidade do CaCO3 em uma solução de Na2CO3? 
 
35 – Quais dos seguintes compostos serão mais solúveis em solução ácida do que em água pura? 
(a) BaSO4 (b) PbCl2 (c) Fe(OH)3 (d) CaCO3 (e) KF 
 
36 - Indique o número de oxidação de cada átomo nos compostos abaixo: 
(a) CO; (b) CO2; (c) O2; (d) HCl; (e) H2SO4; (f) PbO2; (g) Zn
2+
; 
(h) Mg (i) K2CrO4; (j) HBrO3; (k) MnO2; (l) HNO3; (m) HClO3; (n) ClO2 
 
37 - Classifique cada uma das semi-reações abaixo como oxidação ou redução: 
a) Ca(s) → Ca2+(aq) b) Fe3+(aq) → Fe2+(aq) c) NO3-(aq) → NO(g) 
d) OH
-
(aq) → O2(g) e) Cl2(g) → Cl
-
(aq) 
 
38 - Para cada uma das reações abaixo, indique a substância que contém o átomo que foi reduzido (espécie 
reduzida) e o que foi oxidado (espécie oxidada). 
a) Cr2O3(s) + Al(s) → Cr(s) + Al2O3(s) 
b) NO3
-
(aq) + Sn
2+
 + H
+
(aq) → NO2(g) + H2O + Sn
4+
(aq) 
c) Fe
3+
(aq) + I
-
(aq) → Fe2+(aq) + I2(s) 
d) FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) 
e) CO2(g) + C(s) → CO(g) 
 
39 - Usando a série eletroquímica (utilize a Tabela 4.5 presente nos slides da unidade 10), preveja se: 
a) Fe(s) será oxidado a Fe
2+
 por tratamento com ácido clorídrico (HCl), 1,0 mol/L; 
b) Cu(s) será oxidado a Cu
2+
 por tratamento com ácido clorídrico (HCl), 1,0 mol/L; 
c) Cu(s) será oxidado a Cu
2+
 por tratamento com ácido nítrico (HNO3), 1,0 mol/L. 
 
40 - Calcule o potencial padrão (E°) de cada reação abaixo (utilize a tabela 20.1 de potencias padrão 
apresentada nos slides da unidade 10): 
a) Al(s) + NO3
-
(aq) + 4 H
+
(aq) → NO(g) + 2 H2O + Al3+(aq) 
b) Fe(s) + 2 H2O → Fe(OH)2(s) + H2(g) 
c) Cl2(g) + 2I
-(aq) → 2Cl-(aq) + I2(g) 
d) Fe(s) + 2 Fe
3+(aq) → 3Fe2+(aq) 
e) H2(g) + F2(g) → 2H
+
(aq) + 2F
-
(aq) 
 
41 – (a) Defina os seguintes termos: ânodo, cátodo, potencial de célula, agente oxidante e agente redutor. 
(b) Qual a função da ponte salina? 
(c) Qual o sentido de migração dos íons em uma célula galvânica? E dos elétrons? 
(d) Discuta a espontaneidade de uma reação eletroquímica em termos da fem padrão (E°). 
(e) Para um agente redutor forte E°red deve ser positivo ou negativo? 
 
42 – (a) O que é uma pilha? 
(b) O que acontece a fem de uma pilha quando ela é usada? 
(c) Quais são os tipos de pilhas/baterias mais comuns? 
 
43 – (a) Qual é a diferença entre uma célula galvânica e uma célula eletrolítica? 
(b) Qual o sentido do movimento dos elétrons em uma célula eletrolítica? 
(c) O ânodo é positivo ou negativo em uma célula eletrolítica? 
(d) Qual processo ocorre no ânodo na eletrólise do NaCl fundido? 
(e) Descreva algumas aplicações da reações eletrolíticas. 
 
44 – (a) Como a tendência do ferro enferrujar depende do pH da solução? 
(b) Qual a função de um metal de sacrifício? 
(c) Porque peças de ferro são comumente revestidas com estanho para a prevenção da corrosão?