Catalisadores são compostos adicionados a um processo químico, mas que não são consumidos durante o processo, embora afetem sua cinética. Assim, os catalisadores
As vezes, ao abrir um refrigerante, percebe-se que uma parte do produto vaza rapidamente pela extremidade do recipiente. A explicação para esse fato está relacionada à perturbação do equilíbrio químico existente entre alguns dos ingredientes do produto, de acordo com a equação:
CO2(g) + H2O(I) ⥨ H2CO3(aq)
Em relação ao equilíbrio de reações químicas, analise as afirmações que se seguem.
I - Em um sistema homogêneo em equilíbrio, sob pressão e temperaturas constantes, há uma razão constante entre o produto das concentrações das substâncias formadas e o das concentrações dos reagentes.
II - Em um sistema onde ocorre uma reação reversível, a pressão constante, um aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação que gera calor.
III - Em um sistema gasoso em equilíbrio, um aumento ou uma diminuição da pressão provocam seu deslocamento no sentido da reação que se efetua com redução ou aumento de volume, respectivamente.
IV - Em um sistema em equilíbrio, se ocorrer uma variação de um dos fatores que o afetam, o seu deslocamento ocorrerá no sentido da transformação que tende a anular ou diminuir o efeito inicial produzido.
São corretas APENAS as afirmações
A síntese da amônia a partir dos gases hidrogênio e nitrogênio era um dos grandes desafios da humanidade entre o final do século XIX e o início do século XX. O maior problema envolvido nessa reação era a baixa conversão em amônia, que inviabilizava a produção em escala industrial. O estudo do equilíbrio químico dessa reação envolveu diversos cientistas, sendo Fritz Haber o nome mais celebrado, por obter as condições reacionais como temperatura, pressão e catalisadores, que permitiram a produção de amônia em grande escala. Considere que, em um sistema fechado, tal processo atingiu o equilíbrio com pressão de 1,0 atm e temperatura de 450 K. Sabendo-se que essa é uma reação exotérmica, analise as afirmativas a seguir.
I – É possível formar mais amônia com a pressão de 1,0 atm se a temperatura for menor que 450 K.
II – Na temperatura de 450 K e pressão de 1,0 atm, não há formação de amônia, porque o processo está em equilíbrio.
III – Com a pressão em 1,0 atm e a temperatura de 450 K, é possível formar mais amônia, utilizando um catalisador.
IV – Para formar mais amônia na temperatura de 450 K, é preciso que a pressão seja maior que 1,0 atm. /
São corretas APENAS as afirmativas
Durante a Primeira Guerra Mundial, um bloqueio naval britânico impediu, estrategicamente, a remessa de salitre-do-chile para a Alemanha. Esse material, vindo de uma região desértica do norte do Chile, era partida para produção de explosivos, pois contém nitrato de sódio (NaNO3) , e era também responsável por dois terços da fabricação de fertilizantes no mundo, o que poderia prejudicar a produção de alimentos à época. A solução para tais problemas foi encontrada pelos trabalhos dos químicos alemães Fritz Haber e Carl Bosch, através de um processo onde são usados o nitrogênio atmosférico e o gás hidrogênio para produzir amoníaco (NH3), de forma economicamente viável, para a substituição do salitre. A equação química que representa esse processo é:
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2 NH3(g); ΔH < 0
Contudo, considerando em um determinado instante que o sistema esteja em equilíbrio, a produção de amoníaco será aumentada se:
Quando o equilíbrio químico de uma reação química, onde reagentes e produtos estão em fase gasosa, é estabelecido, a(s)
Os estudos pioneiros sobre equilíbrio químico efetivados por Claude Berthollet (1748- 1822) forneceram subsídios para a otimização de certos processos de interesse da indústria química tais como a esterificação, a síntese do amoníaco, etc. Sobre reações reversíveis e equilíbrio químico assinale a afirmação verdadeira.
As equações apresentadas a seguir representam equilíbrios químicos estabelecidos separadamente no interior de cilindros dotados de êmbolos móveis. Considerando que cada cilindro terá seu volume reduzido à metade do valor inicial, mantida a temperatura constante, assinale a alternativa que representa o equilíbrio afetado por esta alteração.
Uma solução tampão pode ser preparada pela mistura de um ácido fraco e seu sal. Um tampão conhecido é o acético que consiste na mistura do ácido etanóico e o acetato de sódio. A atuação de uma solução tampão pode ser entendida usando-se o princípio de Le Châtelier. Analise as afirmativas abaixo e, a seguir, assinale a alternativa correta.
I. Segundo o princípio de Le Châtelier a adição de H+ ao sistema tampão faz liberar mesma quantidade de OH-.
II. O sistema tampão funciona no sistema digestivo, mas não no sistema sanguíneo.
III. Por adição do sal à solução do ácido para formar o tampão, a percentagem de dissociação do ácido diminui.
IV. A solução tampão sofre pequena variação de pH quando a ela são adicionados íons H+ ou OH-.
Para que uma transformação química esteja em estado de equilíbrio dinâmico, é necessário, entre outros fatores, que
Glow sticks ou light sticks são pequenos tubos plásticos utilizados em festas por causa da luz que eles emitem. Ao serem pressionados, ocorre uma mistura de peróxido de hidrogênio com um éster orgânico e um corante. Com o tempo, o peróxido e o éster vão reagindo, liberando energia que excita o corante, que está em excesso. O corante excitado, ao voltar para a condição não excitada, emite luz. Quanto maior a quantidade de moléculas excitadas, mais intensa é a luz emitida. Esse processo é contínuo, enquanto o dispositivo funciona. Com base no conhecimento químico, é possível afirmar que o funcionamento do dispositivo, numa temperatura mais baixa, mostrará uma luz
O aumento de pressão do sistema acarretará maior rendimento em produto do equilíbrio representado por:
Quando a concentração de reagentes e produtos em um meioreacional não varia com o passar do tempo, pode-se dizer que areação chegou a um estado de equilíbrio, em que as reações diretae inversa acontecem com a mesma velocidade. Entretanto, váriosfatores podem alterar a posição de equilíbrio de uma reação. Combase nessas informações, julgue os itens a seguir.
O NO pode ser produzido, numa certa temperatura, como indicado na equação termoquímica abaixo:
4 NH3(g) + 5 O2(g) 4 NO(g) + 6 H2O(g) ΔH = -900KJ
Sobre a reação, é correto afirmar que:
A formação freqüente de grandes volumes de pirita (FeS2) em uma variedade de depósitos minerais favorece a formação de soluções ácidas ferruginosas, conhecidas como “drenagem ácida de minas” . Esse fenômeno tem sido bastante pesquisado pelos cientistas e representa uma grande preocupação entre os impactos da mineração no ambiente. Em contato com oxigênio, a 25 º C, a pirita sofre reação, de acordo com a equação química:
4 FeS2 (s) + 15O2 (g) + 2 H2O (I) ➙ 2 Fe2(SO4)3 (aq) + 2 H2 SO4 (aq)
Em relação ao estudo de equilíbrio químico, é CORRETO afirmar:
A característica fundamental de um sistema em equilíbrio é:
Certa quantidade de PCl5(g) foi aquecida a 25 ºC num recipiente com 12 litros de capacidade, gerando PCl3(g) e Cl2(g) . O recipiente contém, no equilíbrio, 0,21 mol de PCl5(g) , 0,32 mol de PCl3(g) e 0,32 de Cl 2(g) . A constante de equilíbrio em função das concentrações molares, em kJ, para a dissociação de PCl5(g) , a 25 ºC, quando as concentrações são referidas ao estado padrão de 1mol/litro, é de:
Uma das etapas da produção de ácido sulfúrico é a formação de trióxido de enxofre gasoso através da reação de dióxido de enxofre gasoso com gás oxigênio, na presença de um catalisador de óxido de vanádio.
Considere a ocorrência dessa reação em um sistema no qual o equilíbrio será alcançado. Segundo o princípio de Le Chatelier, um fator que pode deslocar esse equilíbrio no sentido da diminuição da concentração de dióxido de enxofre é:
Dado o equilíbrio:
Fe3O4(s)+ 4 H2(g)↔ 3 Fe(s)+ 4 H2(g) ΔH = -209,5 kcal.mol -1
e considerando as afirmações seguintes,
I. A adição de um catalisador desloca o equilíbrio para direita.
II. O aumento da pressão desloca o equilíbrio para a esquerda.
III. A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a direita.
IV. A diminuição da pressão desloca o equilíbrio para a direita.
V. O aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda.
verifica-se que está(ão) correta(s)
Reações químicas que ocorrem com os reagentes em contato resultam de colisões entre esses reagentes. A velocidade da reação pode ser acelerada ou retardada, dependendo das condições em que ela acontece.
Nesse sentido, observa-se que
Hidrogênio e cloro em fase gasosa reagem formando ácido clorídrico. A reação inversa de dissociação também ocorre e, portanto, esse é um exemplo de uma reação homogênea e reversível em que a velocidade da reação direta é v1 , e a velocidade da reação inversa é v2 .
H2(g)+ Cl 2(g) ⇌ 2HCl (g)
Após certo intervalo de tempo, é estabelecido o equilíbrio químico desse sistema.
Qual característica corresponde à condição de equilíbrio desse sistema químico?
Em um frasco com volume igual a 1,0 L foram introduzidos 0,018 mol de hidrogênio e 0,018 mol de iodo, ambos no estado gasoso, a 425 oC. O frasco foi fechado dando início à seguinte reação de formação de iodeto de hidrogênio:
H 2(g)+ I 2(g) ⇆ 2HI (g)
O equilíbrio, nessa temperatura, foi atingido com as concentrações de H 2(g) , I 2(g)e HI(g)iguais a 0,0040 mol/L, 0,0040 mol/L e 0,028 mol/L, respectivamente.
A constante de equilíbrio, nessa temperatura, em função das concentrações em quantidade de matéria (mol/L) é igual a
Um reator fechado e de volume constante contém um gás denominado “A” na concentração inicial igual a CA0 , em mol/L. Numa reação completa e irreversível, o gás “A” se transforma em outro denominado “B”, numa relação estequiométrica de 1 mol do reagente “A”, para formar 1 mol do produto “B”.
No entanto, se, em uma certa temperatura constante, esse processo alcança uma situação de equilíbrio, e o valor de constante de equilíbrio, “K”, é igual a 1, a quantidade de reagente no equilíbrio é
No equilíbrio indicado na equação abaixo, o rendimento de formação do SO3 é aumentado, por exemplo, pela adição de O2 ao sistema. Esse é um exemplo de que, quando um sistema em equilíbrio é perturbado, a composição do mesmo se ajusta de modo a contrapor a ação de perturbação.
2 SO 2(g) + O 2(g) ⇌ 2 SO 3(g)
Esse comportamento segue a(o)
Os ácidos e as bases são substâncias muito encontradas na natureza. Os ácidos apresentam sabor azedo, e as bases são adstringentes. Essas substâncias são largamente estudadas e bem definidas. Assinale a alternativa correta acerca desse tema.
SobreequilíbrioquímicoéINCORRETOafirmarque:
Em um recipiente fechado com capacidade de 2L foram adicionados 4 mols de SO2e3,2molsdeO2 a uma temperatura constante,obtendo-se,nessascondições,umgraudeequilíbrio para o SO2de60%.Aconstantedeequilíbrio(Kc)foiiguala:
Uma mistura gasosa, formada por 1,00 mol de H2 O(g) e 1,00 mol de CO(g) é colocada num reator de 10,0L, a 520°C. A reação H2 O(g) + CO(g) ↔ CO2 (g) + H2 (g) se processa e verifica-se que, após o
equilíbrio ser alcançado, há 0,665 mol de CO2 no reator. O valor da constante de equilíbrio da reação, a 520°C, é aproximadamente igual a :
Em fase gasosa o PCl5 (pentacloreto de fósforo) está em equilíbrio com o PCl3 (tricloreto de fósforo) e Cl2(cloro gasoso):
PCl5(g) ⇌ PCl 3(g)+ Cl 2(g)
A 250oC a referida reação apresenta Kρ = 1,8. Para que a reação apresente um fator de conversão em PCl3 e Cl2 de 30%, qual a pressão aproximada que deve ser aplicada ao sistema?
Para abordar o tema equilíbrio químico, um professor nas aulas de química analítica apresentou dois sistemas em equilíbrio químico para discussão do princípio de Le Châtelier. O sistema A, em solução aquosa, refere-se ao equilíbrio dos íons dicromato (laranja) e cromato (amarelo). O sistema B, em fase gasosa, envolve os gases NO2 (castanho) e N2O4 (incolor).
sistema A: Cr2O7 2- (aq) + H2O (l) ⇄2 CrO42-(aq) + 2 H+ (aq)
sistema B: 2 NO2 (g) ⇄ N2O4 (g) ΔHo = -58 kJ
Cada sistema em equilíbrio foi submetido, separadamente, a duas perturbações, descritas a seguir:
I – Foram adicionadas gotas de solução de NaOH no sistema A.
II – Foram adicionadas gotas de solução de HCl no sistema A.
III – Foi aumentada a pressão do sistema B por meio de redução de volume.
IV – O sistema B foi aquecido.
Pode-se afirmar que as cores predominantes dos sistemas A e B após as perturbações I, II, III e V, foram, respectivamente,
Em um recipiente de 1 L são introduzidos 5,0 mols de N2O4 que se transformam em NO2. Uma vez atingido o equilíbrio, resta no sistema 1,3 mol de reagente. A constante de equilíbrio Kc na temperatura desse experimento é de:
Um mol de hidrogênio e 1 mol de iodo são misturados a 500º C. As substâncias reagem e, após certo tempo, chega-se a um equilíbrio, em que se constata a presença de 0,22 mol de hidrogênio residual. Determine a constante de equilíbrio Kc nessas condições.
A amônia (NH3) é um dos produtos químicos mais importantes para o ser humano, sendo uma das cinco substâncias produzidas em maior quantidade no mundo, sendo utilizada como fertilizantes, produção de plásticos e explosivos. A equação abaixo mostra a reação de obtenção da amônia. Considerando o Princípio de Le Chatelier, identifique uma dascondições necessárias que desfavorece a produção de grandes quantidades de amônia.
N2(g) + 3 H2(g) → 2NH3(g) ∆H= - 92,22 KJ
Considere a reação: C(s) + CO2(g) ⇔ 2CO(g)
Em condições de equilíbrio a uma determinada temperatura, as pressões parciais de CO(g) e
CO2(g) são 1,22 atm e 0,780 atm, respectivamente. Podemos afirmar que o valor da constante de
equilíbrio para esta reação é
A extração ácido-base do produto natural lapachol (C15H14O3) de serragem de madeira do ipê,
planta pertencente à família das bignoniáceas, envolve as reações mostradas nas equações 1 e 2.
O lapachol possui atividade anticâncer e antibacteriana.
Equação 1
2C15H14O3(s) + Na2CO3(aq) ⇔ 2C15H13O3-Na+
(aq) + CO2(aq) + H2O(ℓ)
composto amarelo-claro, insolúvel em água sal de sódio do lapachol, vermelho, solúvel em água
Equação 2
C15H13O3-Na+
(aq) + HCl(aq) ⇔ C15H14O3(S) + NaCl(aq)
Através da análise das equações 1 e 2 acima é INCORRETO afirmar:
Qual das seguintes reações não é afetada por um aumento na pressão?
Com relação ao equilíbrio químico e aos fatores que o deslocam, assinale a alternativa CORRETA.
NO2(g) ⇌ 1/2 N2(g) + O2(g) K3
O equilíbrio químico da amônia, NH3, em solução aquosa,
está representado a seguir:
NH3 (g) + H2O (
l) ⇌ NH4
+
(aq) + OH−
(aq)
A liberação de gás amônia ocorrerá com maior intensidade
quando a essa solução for adicionado
I. NH4Cl (aq).
II. FeCl3 (aq).
III. NaOH (aq).
Está correto o que consta APENAS em
Quantidades iguais de H2(g) e I2(g) foram colocadas em um frasco, com todo o sistema à temperatura T, resultando na pressão total de 1 bar. Verificou-se que houve a produção de HI(g), cuja 22,8 kPa. Assinale a alternativa que apresenta o valor que mais se aproxima do valor CORRETO da constante de equilíbrio desta reação.
O sangue é vital para o funcionamento do organismo. Para que as trocas gasosas ocorram normalmente, o sangue deve estar tamponado com pH em torno de 7,4. O principal sistema tampão usado para controlar o pH no sangue é o sistema tampão ácido carbônico‐bicarbonato.
H+ (aq) + HCO– 3(aq)↔ H2CO3(aq) ↔ H2O(l) + CO2(g)
A regulagem do pH do plasma sanguíneo relaciona‐se diretamente ao transporte efetivo de O2 para os tecidos corpóreos. O oxigênio é carregado pela proteína hemoglobina encontrada nas células de glóbulos vermelhos. A hemoglobina (Hb) liga‐se reversivelmente tanto ao H+ quanto ao O2.
HbH+ + O2↔ HbO2 + H+
De acordo com as reações apresentadas, marque V para as afirmativas verdadeiras e F para as falsas.
( ) Durante períodos de esforço vigoroso grandes quantidades de CO2 são produzidas pelo metabolismo, que desloca o equilíbrio para a direita, diminuindo o pH.
( ) Quando o sangue atinge os tecidos nos quais a concentração de O2 é baixa, o equilíbrio desloca‐se para a esquerda e O2 é liberado.
( ) Durante períodos de esforço vigoroso, à medida que O2 é consumido, o equilíbrio desloca‐se para a direita de acordo com o princípio de Le châtelier.
( ) A remoção de CO2 por exalação desloca o equilíbrio para a direita, consumindo íons H+ .
A sequência está correta em
Assinale a opção que apresenta qual a expressão para a constante de equilíbrio da reação 2N2 (g) + 3O2 (g) ↔ 2N2O3 (g).
Texto 5A3CCC
Considere que, na temperatura T0, a constante de equilíbrio para a reação de decomposição do N2O4 (g) apresentada a seguir seja igual a 4,0 e que o comportamento dos gases envolvidos nessa reação seja ideal. N2O4 (g) + calor » 2NO2 (g)
De acordo com as informações do texto 5A3CCC, se, em determinado instante, na temperatura T0, as pressões parciais de N2O4 (g) e NO2 (g) dentro de uma câmara forem iguais a 0,16 bar e 0,80 bar, respectivamente, então
Texto 5A3CCC
Considere que, na temperatura T0, a constante de equilíbrio para a reação de decomposição do N2O4 (g) apresentada a seguir seja igual a 4,0 e que o comportamento dos gases envolvidos nessa reação seja ideal. N2O4 (g) + calor » 2NO2 (g)
Com relação ao equilíbrio das reações químicas, analise as afirmativas abaixo.
I - A expressão matemática da constante de equilíbrio (K) relaciona as concentrações de reagentes e produtos no equilíbrio.
II - Os efeitos da perturbação de um equilíbrio químico são previstos pelo Princípio de Le Chatelier.
III- Quando o valor da constante de equilíbrio for grande (K muito maior que 1), a reação é favorável aos reagentes e as concentrações dos produtos no equilíbrio são menores que as dos reagentes.
Assinale a opção correta.
Considere a reação reversível à seguir.
A + B <-> C + D
Sabendo-se que a notação [x] indica a concentração de um
determinado componente x, assinale a opção que apresenta o
valor da constante de equilíbrio da reação.
Considere a seguinte reação reversível de dissociação de um ácido fraco.
HA <-> H+ + A-
Sabendo-se que o grau de ionização desta reação é 0,5 e que
antes do início da dissociação a concentração de ácido era de 1mol/l. Assinale a opção que apresenta o valor da constante
de equilíbrio.
Assinale a opção que apresenta a reação em que o aumento simultâneo de temperatura e pressão favorecerá a formação dos produtos .
Considere a reação, em equilíbrio, de produção do alvejante gasoso dióxido de cloro, que ocorre em um sistema reacional:
Cl2(g) + 2 NaClO2(s) ⇄ 2 ClO2(g) + 2 NaCl(s)
Nessa situação, assinale a alternativa correta.
Muitas reações químicas não cessam, mas apenas entram em equilíbrio, ou seja, continuam acontecendo microscopicamente, embora não se perceba macroscopicamente. Outras reações acontecem constantemente, mas de forma muito lenta. A respeito desses fatos, julgue o item que se segue.
A relação entre as concentrações das espécies participantes de
um equilíbrio químico pode ser expressa matematicamente por
meio de uma equação que considera a concentração de cada
espécie, independentemente de seu estado físico.
Muitas reações químicas não cessam, mas apenas entram em equilíbrio, ou seja, continuam acontecendo microscopicamente, embora não se perceba macroscopicamente. Outras reações acontecem constantemente, mas de forma muito lenta. A respeito desses fatos, julgue o item que se segue.
A radioatividade é um fenômeno artificial inventado pelos
cientistas.
Com base nos conceitos de equilíbrio químico, julgue o item subsequente.
O equilíbrio químico ocorre quando há um equilíbrio
dinâmico entre reagentes e produtos em uma reação
química, ou seja, a condição na qual os processos direto
e inverso ocorrem simultaneamente em velocidades
iguais.
Com base nos conceitos de equilíbrio químico, julgue o item subsequente.
Pelo princípio de Le Chatelier, quando uma força é
aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, o
equilíbrio tende a se ajustar para minimizar o efeito da
força. Um exemplo disso seria o fato de que uma reação
no equilíbrio tende a seguir em uma reação endotérmica
quando se aumenta a temperatura.
A constante de equilíbrio para a dissociação de um mol ácido monoprótico em 1 litro de água é aproximadamente 1x10-5 à temperatura de 25 ºC. Se a pressão é constante, o valor aproximado da variação na energia de Gibbs (kJ mol-1) para essa reação é de
DADOS:
Constante dos gases ideais = 8,31 J K-1 mol-1 Log10 e = 0,434
O ácido fluorídrico (HF(aq.)) é utilizado na gravação de vidro, pois esse composto reage com o SiO2 segundo as seguintes reações:
SiO2(s) + 4HF(aq.) → SiF4(g) + 2H2O(l) (Equação I)
SiO2(s) + 6HF(aq.) → H2[SiF6](aq.) + 2H2O(l) (Equação II)
Devido à toxidez do SiF4(g), qual das ações a seguir poderia evitar a formação desse composto no processo descrito?
Quando alteramos um sistema em equilíbrio, ele buscará adquirir um novo estado que anule essa perturbação. Dessa forma, há um deslocamento do equilíbrio, ou seja, uma busca por uma nova situação de equilíbrio, favorecendo um dos sentidos da reação. Se favorecer a reação direta, com formação de mais produto, dizemos que o equilíbrio se deslocou para a direita. Entretanto, é dito que se deslocou para a esquerda se foi favorecida a reação inversa, com formação de reagentes.
Esse texto refere-se á:
Assinale a alternativa CORRETA:
Cavernas próximas a regiões com solo rico em calcário podem formar estalactites com o passar dos anos. Sua formação pode ser representada pela equação:
CaCO3 (s) + CO2(g) + H2O (l) ⇌ Ca2+ (aq) + 2 HCO3 - (aq)
Dentre as seguintes condições:
I. Evaporação constante da água;
II. Corrente de ar frio e úmido;
III. Elevação da temperatura no interior da caverna;
IV. Visitas frequentes de grandes grupos de pessoas.
Quais favorecem a formação de estalactites?
A afirmativa a seguir contextualiza a questão. Leia‐a atentamente.
“A corrosão é a deterioração de um material, geralmente metálico, por ação química ou eletroquímica do meio ambiente associada ou não a esforços mecânicos.”
(GENTIL, V. corrosão. LTC. 6ª ed. 2012.)
Analise a reação a seguir com seus respectivos sentidos:
• Mn+ + e– → M (sentido 1).
• M → Mn+ + e– (sentido 2).
Considerando o princípio de Le Châtelier, o equilíbrio da reação será influenciado no sentido 1 de acordo com qual
alternativa?
A hidrazina é um composto químico cuja fórmula química é N2H4 . Ela é usada, entre outras aplicações, como propelente para satélites artificiais, para produção de produtos químicos da agricultura e como removedor de oxigênio de caldeira. Usualmente, uma de suas principais reações conhecidas é a liberação dos gases quentes, quando em contato com um oxidante.
Considere a reação:
2N2H4(l) + N2O4(l) ↔ 3N2(g) + 4H2O(g) ΔH = -1094KJ
Interpretando a reação acima, o equilíbrio da reação desloca-se no sentido dos produtos
Dadas as seguintes equações que representam supostas reações químicas irreversíveis em meio aquoso e temperaturas moderadas:
I) 6 HBr + 2 Al → 2 AlBr3 + 3 H2
II) H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2 HCl
III) 2 KOH + NiSO4 → Ni(OH)2 + K2SO4
IV) 2 HBr + K2S → 2 KBr + H2S
V) BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3 + 2 NaCl
Pode-se afirmar que a reação:
Analise a seguinte reação.
2NO2(g) ⇄ N2O4(g) ΔH = -57,2 kJ/mol
Na reação acima, o equilíbrio se desloca para a esquerda
quando, considerando conjuntamente os efeitos da
compressão e temperatura sobre o sistema:
Considerando-se o equilíbrio químico
NH+4(aq) + H2O(l) ⇄ H3O +(aq) + NH3(aq),
em que a constante de equilíbrio é igual a 5,6 × 10-10, é correto afirmar que o valor mais próximo para o pH de uma solução 0,15 mol/L de NH4Cl(aq) é
As águas dos oceanos apresentam uma alta concentração de íons e pH entre 8,0 e 8,3. Dentre esses íons estão em equilíbrio as espécies carbonato (CO32-) e bicarbonato (HCO3-), representado pela equação química:
HCO3-(aq) ⇌ CO32-(aq) + H+(aq)
As águas dos rios, ao contrário, apresentam concentrações muito baixas de íons e substâncias básicas, com um pH em torno de 6. A alteração significativa do pH das águas dos rios e oceanos pode mudar suas composições químicas, por precipitação de espécies dissolvidas ou redissolução de espécies presentes nos sólidos suspensos ou nos sedimentos.
A composição dos oceanos é menos afetada pelo lançamento de efluentes ácidos, pois os oceanos
Os alquenos são matéria-prima de grande importância na indústria porque podem ser facilmente transformados em uma vasta gama de compostos químicos. Exemplos típicos são as reações de hidratação e de polimerização catalisadas por ácido. Com relação às reações de alquenos, julgue o item subsequente.
A adição do catalisador ácido faz que o equilíbrio da reação
seja alcançado mais rapidamente; quando alcançado, o
equilíbrio estará mais deslocado para o sentido dos produtos.
Considere o texto a seguir para responder à questão.
A reação de ionização do ácido clorídrico, HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq) , processa-se a 25°C e 1 atm e são conhecidos os seguintes valores termodinâmicos ΔH = -75 kj/mol e ΔS = -131, 5 J/(mol. K).
O metanol é preparado industrialmente a partir do gás de síntese (CO e H2), de acordo com a seguinte equação:
CO(g) + 2H2(g) ⇋ CH3OH(g) ΔHo = −21,7 kcal
Pelo princípio de Le Châtelier
Para a reação:
a 700°C, a constante de equilíbrio para concentrações Kc = 0,534. Calcule o número
de mols de H2(g) presentes no equilíbrio, se uma mistura de 0,300 mol de
CO(g) e 0,300 mol de H2O(g) for aquecida a 700°C em um recipiente de 10,0 L.
Na situação de equilíbrio para a reação
2S02(g) + O2(g) ⇄ 2SO3(g)
as concentrações de reagentes e produtos a 1000 K foram determinadas como sendo [SO2] = 0.27 m ol.L-1, [O2] = 0.40 mol.L-1 e [SO3] = 0.33 m ol.L-1.
Na temperatura dada, o valor da constante de equilíbrio da
reação em termos de concentração será:
Uma mistura gasosa de 10 mmol de CO e 10 mmol de H2O é colocada em um reator de 500 mL e aquecida até 500 °C, atingindo o equilíbrio:
CO(g) + H2O(g) ⇄ CO2(g) + H2(g) com Kc = 4,00
A concentração, em mol.L–1 de dióxido de carbono nesse
equilíbrio é de
A fim de testar as propriedades da água, Breno a aqueceu em uma panela e, antes de atingir seu ponto de ebulição, retirou a panela do fogo. Em seguida, ele recolheu parte dessa água com uma seringa, tapou a ponta dela e puxou o êmbolo. O que Breno observou, na sequência, foi que a água, dentro da seringa, entrou em ebulição a uma temperatura abaixo de 100 ºC.
A água entrou em ebulição com o deslocamento do êmbolo, pois este deslocamento
Em se tratando de equilíbrio químico, uma série de fatores pode alterar o sistema reacional. Entre os principais parâmetros, destaca-se o aumento ou a diminuição da concentração dos reagentes e dos produtos de uma reação. Com base na equação da formação de cloreto de hidrogênio gasoso (HCl(g)), o que acontece com o equilíbrio químico se a concentração de H(g) e Cl(g) for aumentada?
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) (∆Hƒº= -92,3 kJ/mol)
Indicador químico é uma substância que muda de cor conforme a acidez do meio em estudo. Considerando a seguinte reação química: HInd + H2O ⇄ H3O+ + Ind–, é correto afirmar que, quando algumas gotas de moléculas de ácidos orgânicos fracos são adicionadas a um meio ácido dessa reação,
Sobre a constante de equilíbrio químico (K), é correto afirmar que
O sulfeto de mercúrio(ll) foi usado como pigmento vermelho para pinturas de quadros e murais. Esse pigmento, conhecido como vermilion, escurece com o passar dos anos, fenômeno cuja origem é alvo de pesquisas. Aventou-se a hipótese de que o vermilion seja decomposto sob a ação da luz, produzindo uma fina camada de mercúrio metálico na superfície. Essa reação seria catalisada por íon cloreto presente na umidade do ar.
WOGAN, T. Mercury's Dark Influence on Art. Disponível em: www.chemistryworld.com. Acesso em: 26 abr. 2018 (adaptado).
Segundo a hipótese proposta, o íon cloreto atua na decomposição fotoquímica do vermilion
Em um recipiente fechado, mantido a uma temperatura de 40°C, são inseridos os gases monóxido de carbono e gás oxigênio, cujas pressões parciais foram determinadas respectivamente em 2,1 e 1,6 atm. Observando a reação química do processo e sabendo-se que no momento que o equilíbrio químico foi atingido a pressão parcial do gás oxigênio era de 0,6 atm, podemos informar que a constante de equilíbrio Kp vale, aproximadamente:
2CO (g) + O2 (g) ↔ 2CO2 (g)
Em relação ao equilíbrio químico
2 NO(g)+ 1 O2(g) ↔ 2 NO2(g) + 27 kcal
pode-se afirmar:
No que se refere aos ácidos e ao equilíbrio químico, julgue o próximo item.
Pelo princípio de Le Chatelier, uma perturbação em um equilíbrio químico promove um deslocamento no sentido de aumentar a perturbação promovida.
No que se refere aos ácidos e ao equilíbrio químico, julgue o próximo item.
Em meio aquoso, um ácido forte apresenta baixa tendência de transferir um próton a uma molécula de água, ou seja, a água apresenta baixa tendência de receber esse próton.
O sulfato de bário (BaSO4) é mundialmente utilizado na forma de suspensão como contraste em radiografias de esôfago, estômago e intestino. Por se tratar de um sal pouco solúvel, quando em meio aquoso estabelece o seguinte equilíbrio:
BaSO4 (s) ⇄ Ba2+ (aq) + SO42- (aq)
Por causa da toxicidade do bário (Ba2+), é desejado que o contraste não seja absorvido, sendo totalmente eliminado nas fezes. A eventual absorção de íons Ba2+, porém, pode levar a reações adversas ainda nas primeiras horas após sua administração, como vômito, cólicas, diarreia, tremores, crises convulsivas e até mesmo a morte.
PEREIRA, L. F. Entenda o caso da intoxicação por Celobar®. Disponível em: www.unifesp.br. Acesso em: 20 nov. 2013 (adaptado).
Para garantir a segurança do paciente que fizer uso do contraste, deve-se preparar essa suspensão em
O iodeto de hidrogênio pode ser preparado a partir do hidrogênio e do iodo moleculares na fase gasosa, conforme equação a seguir
H2(g) + I2(g) ⇋ 2HI(g)
Em um dado momento, pode-se determinar o seu quociente de reação (Qc), que representa a razão das concentrações iniciais dos produtos e dos reagentes. Nessa reação, se o valor encontrado de Qc for menor que o valor da
sua constante de equilíbrio (Kc), então,
A amônia pode ser preparada industrialmente pelo processo de Haber-Bosch, representado pela equação não balanceada a seguir.
N2(g) + H2(g) ⇌ NH3(g)
Supondo-se que a 300 ºC, esse experimento apresente concentração de N2 e de H2 de 0,3 e 2,0 mol L-1, respectivamente, e que a constante de equilíbrio Kc seja 10, a concentração de NH3, em mol L-1, nessa temperatura, deve ser, aproximadamente, de