Prévia do material em texto

Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 1 
 
 
CAPÍTULO 1 
 
CINÉTICA QUÍMICA – FATORES QUE 
ACELERAM UMA REAÇÃO – GRÁFICOS E 
VELOCIDADE MÉDIA 
As reações químicas precisam de um certo tempo para se 
completarem. Algumas reações são extremamente rápidas, 
como, por exemplo, as explosões, enquanto que outras são 
muito lentas, como é o caso da formação de petróleo. O 
estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores que 
podem acelerá-la ou retardá-la constitui a chamada cinética 
química. Este estudo é sem dúvida de grande importância na 
nossa vida cotidiana, já que muitas reações químicas de 
interesse industrial podem ser aceleradas, gastando menos 
tempo para ocorrerem e, portanto, tornando o processo mais 
econômico. 
Condições de Ocorrência 
Para que uma reação química se processe, devem ser 
satisfeitas determinadas condições. São elas: 
1. Contato Físico entre os reagentes 
2. Afinidade Química 
É a tendência intrínseca de cada substância de entrar em 
reação com uma outra substância. Por exemplo: ácidos têm 
afinidades por bases, não-metais têm afinidades por metais, 
reagentes nucleófilos têm afinidade por reagentes eletrófilos. 
3. Choques eficazes entre as Moléculas dos Reagentes 
As reações químicas ocorrem como resultado de choques 
entre as moléculas dos reagentes que se encontram em 
movimento desordenado e contínuo. 
Exemplo 
A2 + B2 2AB 
Para haver reação, o choque entre as moléculas deve 
provocar rompimento das ligações presentes em A2 e B2, 
permitindo que novas ligações aconteçam, formando assim a 
substância AB. Este tipo de choque é denominado por 
choque efetivo. 
O choque será efetivo se houver: 
a) direção correta: as moléculas dos reagentes devem 
colidir numa orientação e num ângulo adequados. 
Exemplo 1 
 
O ângulo e a orientação não favorecem a ocorrência da 
reação. 
Exemplo 2 
 
O ângulo e a orientação não favorecem a ocorrência da 
reação. 
 
Ângulo e orientação são favoráveis à ocorrência da reação. 
b) energia de ativação: as moléculas dos reagentes devem 
colidir com energia suficiente para formar o complexo 
ativado, que é um composto intermediário e altamente 
instável, resultante de choques eficientes, em que as ligações 
iniciais se enfraquecem e as novas ligações começam a se 
formar. O complexo ativado é o composto mais energético da 
reação toda. 
Exemplo 
 
Chamamos energia de ativação à quantidade de energia que 
devemos dar aos reagentes para que eles se transformem em 
complexo ativado. Se representarmos em gráfico os níveis de 
energia dos reagentes, complexo ativado e produtos em 
função do caminho da reação, teremos: 
 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
2- VESTIBULAR 
Gráfico 1 Reação exotérmica (ΔH 0) 
 
Onde: 
1) Energia de ativação 
2) Variação de entalpia (ΔH) 
Portanto, toda colisão que ocorre e resulta em reação é 
chamada colisão eficaz ou efetiva, colisão que ocorre e não 
resulta em reação é chamada de colisão não-eficaz ou não 
efetiva. 
Fatores que influem na Velocidade das Reações 
Sabemos que a velocidade da reação depende, 
evidentemente, do número de choques entre moléculas, da 
violência com que estes choques ocorrem e da orientação 
correta das moléculas no instante do choque. Entretanto, 
existem certos fatores externos que influem na velocidade de 
uma reação. São eles: 
1. Estado Físico dos Reagentes 
De maneira geral, os gases reagem mais rapidamente que os 
líquidos, e estes mais rapidamente que os sólidos, já que no 
estado gasoso as moléculas se locomovem com muita 
facilidade, provocando um grande número de choques, o que 
facilita a quebra de suas ligações. Já no estado sólido, a 
superfície de contato, para que ocorra o choque, é pequena, 
fazendo com que, em geral, a reação seja bastante lenta. 
2. Temperatura 
Todo aumento de temperatura provoca o aumento da energia 
cinética média das moléculas, fazendo com que aumente o 
número de moléculas em condições de atingir o estado 
correspondente ao complexo ativado, aumentando o número 
de colisões eficazes ou efetivas e, portanto, provocando 
aumento na velocidade da reação. 
Podemos representar graficamente a relação entre o número 
de moléculas de um sistema em função da cinética destas 
moléculas (curva de Maxwell-Boltzmann). 
 
Note que, numa temperatura T1, a quantidade de moléculas 
em condições de reagir (com energia igual ou superior a Eat) 
é menor que numa temperatura maior T2. O aumento na 
temperatura faz com que ocorra um aumento da energia 
cinética média das moléculas, deslocando a curva para a 
direita, fazendo com que o número de moléculas em 
condições de reagir aumente. 
Uma regra experimental, que relaciona o aumento de 
temperatura com a velocidade de uma reação é a regra de 
Van’t Hoff: “Um aumento de 10 °C na temperatura duplica 
a velocidade de uma reação química”. 
Exemplo 
Sendo a velocidade de uma reação igual a 3,0 mols/min a 20 
°C, calcule a sua velocidade a 50 °C. 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 3 
Resolução 
20 °C
 __________ 
 3,0 mols/min 
30 °C
 __________ 
 6,0 mols/min 
40 °C
 __________ 
 12 mols/min 
50 °C
 __________ 
 24 mols/min 
3. Eletricidade 
Existem reações que precisam ser iniciadas por meio de uma 
descarga elétrica, após o que prosseguem espontaneamente. 
A faísca elétrica fornece energia para que algumas moléculas 
possuam condições de reagir (formação do complexo 
ativado); o calor liberado pela própria reação é suficiente 
para desencadear a reação na sua totalidade. 
Exemplo 
2H2(g) + O2(g) 2H2O 
4. Luz 
Muitas reações adquirem energia da luz, principalmente nas 
radiações ultravioleta. A luz e outras radiações 
eletromagnéticas exercem um efeito semelhante ao da 
eletricidade, fornecendo energia para que, de início, algumas 
moléculas apresentem condições de reação (energia igual ou 
superior à energia de ativação). 
Exemplo 
H2(g) + Cl2(g) 2HCl2 
5. Pressão 
A pressão só apresenta influência apreciável na velocidade de 
reações em que pelo menos um dos reagentes é gasoso. O 
aumento da pressão causa diminuição de volume acarretando 
aumento no número de choques, o que favorece a reação e, 
portanto, aumenta a sua velocidade. 
 
Com a diminuição da pressão, aumenta o volume do 
recipiente, diminuindo o número de choques moleculares 
entre os reagentes e, portanto, diminuindo a velocidade da 
reação. 
6. Superfície do Reagente Sólido 
Quanto maior a superfície do reagente sólido, maior o 
número de colisões entre as partículas dos reagentes e maior 
a velocidade da reação. 
Em uma reação que ocorre com presença de pelo menos um 
reagente sólido, quanto mais finamente dividido for este 
sólido, maior será a superfície de contato entre os reagentes. 
Exemplo 
Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) 
Na equação acima, que representa a reação, se utilizarmos, 
num primeiro experimento, zinco em barra e, num segundo, 
zinco em pó, a velocidade da reação no segundo será muito 
maior que no primeiro experimento. 
7. Catalisador e Inibidor 
Catalisador é a substância que aumenta a velocidade de uma 
reação, sem sofrer qualquer transformação em sua estrutura. 
O aumento da velocidade é conhecido como catálise. O 
catalisador acelera a velocidade, alterando o mecanismo da 
reação, o que provoca a formação de um complexo ativado 
de energia mais baixa. São características dos catalisadores: 
a) o catalisador não fornece energia à reação; 
b) o catalisador participa da reação formando um complexo 
ativado de menor energia: 
c) o catalisador não altera o H da reação; 
d) o catalisador pode participar das etapas da reação, mas não 
é consumido pela mesma. 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
4- VESTIBULAR 
 
O inibidor é umamotores 
automotivos, é um gás extremamente tóxico. A fim de 
reduzir sua descarga na atmosfera, as fábricas de automóveis 
passaram a instalar catalisadores contendo metais de 
transição, como o níquel, na saída dos motores. Observe a 
equação química que descreve o processo de degradação 
catalítica do monóxido de carbono: 
 
Com o objetivo de deslocar o equilíbrio dessa reação, 
visando a intensificar a degradação catalítica do monóxido de 
carbono, a alteração mais eficiente é: 
a) reduzir a quantidade de catalisador 
b) reduzir a concentração de oxigênio 
c) aumentar a temperatura 
d) aumentar a pressão 
 
9) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2007). A equação a seguir 
representa um processo de obtenção do antranilato de metila, 
largamente utilizado como flavorizante de uva em balas e 
chicletes. 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
24- VESTIBULAR 
 
Esse processo, realizado em condições adequadas, atinge o 
estado de equilíbrio após um determinado período de tempo. 
Com o objetivo de aumentar o rendimento na produção desse 
flavorizante, foram propostas as seguintes ações: 
I – aumento da temperatura 
II – aumento da pressão 
III – adição de água 
IV – retirada de água 
As duas ações mais adequadas para esse objetivo são: 
a) I e III b) I e IV c) II e III d) II e IV 
 
10) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2008). Hidrogênio e 
iodo, ambos em fase gasosa, foram misturados em condições 
reacionais adequadas. A reação, em estado de equilíbrio, é 
representada por: 
 
 
Em seguida, quatro modificações independentes foram 
impostas a esse sistema: 
 
A modificação que causa aumento no valor da constante de 
equilíbrio K é a indicada pelo seguinte número: 
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 
 
11) (UFRRJ - 2009) O forte odor de alguns produtos de 
limpeza é causado pela amônia, que é extremamente irritante 
para as mucosas, o sistema respiratório superior, os olhos e a 
pele. Um químico fez uma solução amoniacal adicionando a 
um tubo um material de limpeza contendo amoníaco em água 
e algumas gotas de solução de fenolftaleína, observando uma 
coloração rosa característica de pH básico (1). Em seguida, 
aqueceu o tubo e observou o desaparecimento da cor (2). Por 
último, colocou o tubo em água gelada e observou que a cor 
rosa surgiu novamente (3). A reação química e o esquema do 
processo são: 
 
 
 
Analise o processo descrito e as afirmações listadas. 
 I) A reação química no sentido 1 é exotérmica e no sentido 2 
é endotérmica. 
II) Adicionando-se ácido a esta solução amoniacal, a reação 
química é deslocada para o sentido 1. 
III) Aumentando a temperatura do material contido no tubo, a 
reação química é deslocada para o sentido 2. 
Das afirmações apresentadas 
a) apenas a I é verdadeira. b) I e II são verdadeiras. 
c) I e III são verdadeiras. d) II e III são verdadeiras 
e) todas são verdadeiras. 
 
Exercícios de Aprofundamento 
 
12) (UFF - 2010) Considere a reação exotérmica de 
formação do trióxido de enxofre, a partir do dióxido: 
 2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g) 
 A 900 K, Kp = 40,5 atm
–1
 e ΔH = –198 kJ. 
a) escreva a expressão de equilíbrio para essa reação; 
b) será o valor da constante de equilíbrio para essa reação, 
em temperatura ambiente (300 K), maior, menor ou igual ao 
valor da constante de equilíbrio a 900 K? Justifique sua 
resposta; 
c) se, enquanto a temperatura é mantida constante, uma 
quantidade a mais de O2, é adicionada ao recipiente que 
contém os três gases em estado de equilíbrio, irá o número de 
mols de SO2 aumentar, diminuir ou permanecer o mesmo? 
d) qual o efeito causado ao sistema, quando se adiciona 1,0 
mol de He(g) ao recipiente que contém os três gases em 
equilíbrio à temperatura constante? 
 
13) (UERJ- 2010) O biodiesel, constituído basicamente por 
um éster, é obtido a partir da reação entre um triacilglicerol e 
um álcool. 
Analise o esquema: 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 25 
 
 
Industrialmente, para aumentar a produção de biodiesel, 
utiliza-se álcool em quantidade muito superior à proporção 
estequiométrica da reação. 
Com base no equilíbrio químico da reação, explique por que 
quantidades elevadas de álcool aumentam o rendimento do 
processo industrial. Indique, também, o nome oficial do éster 
que contém cinco átomos de carbono formado a partir do 
etanol. 
 
14) (UFRJ – 2006). Em um recipiente fechado e mantido à 
temperatura constante, foram adicionadas substâncias e 
, formadas pelos elementos  ,  e , como mostra a 
Figura 1. 
A mistura contida no recipiente foi posta para reagir até 
atingir o equilíbrio, como representado na Figura 2. Todas as 
substâncias estão no estado gasoso. 
 
a) Dê a equação balanceada que representa a reação. 
b) Explique a influência do aumento de pressão no 
deslocamento do equilíbrio do sistema reacional que está 
representado na Figura 2. 
 
15) (UFRJ – 2004). A reação de síntese do metanol a partir 
de monóxido de carbono e hidrogênio é: 
 
Admita que a entalpia padrão dessa reação seja constante e 
igual a –90 kJ/mol de metanol formado e que a mistura 
reacional tenha comportamento de gás ideal. 
A partir de um sistema inicialmente em equilíbrio, explique 
como aumentos independentes de temperatura e pressão 
afetam o equilíbrio dessa reação. 
 
16) (UNICAMP). Refrigerantes possuem grandes 
quantidades de gás carbônico dissolvido. A equação abaixo 
representa, simplificadamente, o equilíbrio envolvendo esse 
gás em solução aquosa. 
CO2(g) + 2 H2O(l) 
1
)aq(3HCO + 
1
)aq(3OH 
A dissolução de gases em líquidos é favorecida pelo aumento 
da pressão e diminuição da temperatura. Por outro lado, a 
concentração de íons hidrogênio no estômago é elevada. À 
luz desses fatos explique a eructação (arroto) provocada pela 
ingestão do refrigerante. 
 
17) (UERJ – 2001). A obtenção de água é uma das 
preocupações fundamentais na Estação Orbital Internacional 
Alpha. Estão relacionados, abaixo, os três processos de 
produção de água que foram analisados para uso na estação, 
com suas respectivas equações, representando estados de 
equilíbrio químico. 
Cite duas ações, comuns aos processos descritos, capazes de 
produzir um deslocamento do equilíbrio no sentido da 
formação de reagentes. 
 
 
18) (UERJ – 2003). A clara do ovo de galinha é um sistema 
complexo, contendo proteínas, sais e gases dissolvidos em 
solução aquosa. Para uma boa conservação do ovo, faz-se 
necessário manter seu pH próximo à neutralidade. Entretanto, 
devido à porosidade da casca, ocorrem trocas gasosas com a 
atmosfera externa ao ovo, o que pode levar a alterações do 
pH. Na equação química a seguir, que representa o equilíbrio 
envolvido neste sistema, o aumento da concentração de íons 
hidrogenocarbonato produz elevação da acidez. Admita que 
apenas elevados valores de pH acarretem a degradação do 
ovo. 
 
Considere uma câmara de armazenamento de ovos que 
possibilita o controle da composição da atmosfera em seu 
interior. 
Com base na equação de equilíbrio, indique a condição 
atmosférica na qual a câmara deve ser regulada para 
maximizar a conservação dos ovos. Justifique sua resposta. 
 
19) (UERJ – 2006). O clássico processo Haber de produção 
de amônia, cujo rendimento é de 80% em condições ótimas, 
está representado na equação abaixo. 
 
A equação a seguir representa um processo alternativo de 
produção de amônia, que tem como reagentes gás natural, 
vapor d’ gua e ar atmosférico. O rendimento deste processo é 
de 20% em condições ótimas. 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
26- VESTIBULAR 
 
Admita comportamento ideal dos gases e vapores envolvidos. 
a) Considerando um mesmo volume de nitrogênio, calcule a 
razão entre os volumes de amônia gasosa produzidos pelo 
processo Haber e pelo processo alternativo, ambos em 
condições ótimas. 
b) Os dois processos apresentam baixíssimas velocidades de 
conversãoa 25oC. Para aumentar essas velocidades, a 
temperatura deverá ser alterada. Indique o tipo de alteração 
necessário e seu efeito sobre o rendimento de ambos os 
processos. 
 
CAPÍTULO 3- Gabaritos 
 
1) D 2) A 3) D 4) B 5) D 6) B 7) A 8) D 9) B 
10) A 11) E 
 
12) a) Kp = p
2
SO3/(p
2
SO2 · pO2) 
 
b) O valor da constante de equilíbrio a 300 K será maior do 
que a 900 K. Essa é uma reação exotérmica. Se diminuirmos 
a temperatura de 900 K para 300 K, a posição de equilíbrio 
será deslocada para a direita, liberando calor, para minimizar 
o stress causado pelo abaixamento da temperatura. Se mais 
SO3 é produzido pelo consumo de SO2 e O2, a constante de 
equilíbrio aumenta. 
 
c) O número de mols de SO2 irá diminuir. O sistema será 
deslocado no sentido de consumir o O2adicionado. Assim, o 
equilíbrio é deslocado para direita. O SO2 será consumido e 
mais SO3 será formado. 
 
d) A adição de He(g) não causa nenhum efeito sobre o 
sistema em equilíbrio. 
 
13) Ao se aumentar a concentração de álcool, tem-se o 
deslocamento do equilíbrio no sentido de aumentar a 
concentração do éster. 
Nome do éster: propanoato de etila 
 
14) a) A reação balanceada é: 
 
b) Pelo princípio de Le Châtelier, nesse sistema reacional o 
aumento da pressão deslocará o equilíbrio no sentido da 
formação de uma maior quantidade de produtos, pois a 
observação das duas figuras mostra que o avanço da reação 
ocasiona uma redução do número total de moléculas 
presentes. 
 
15) Como a entalpia padrão da reação de síntese do metanol a 
partir de monóxido de carbono e hidrogênio é igual a -90 
kJ/mol de metanol formado, a reação é exotérmica. Nesse 
caso, um aumento de temperatura desloca o equilíbrio no 
sentido do monóxido de carbono e hidrogênio (sentido 2). 
Segundo o princípio de Le Chatelier, um aumento de pressão 
desloca o equilíbrio no sentido onde a soma dos coeficientes 
estequiométricos será menor. Nesse caso, um aumento de 
pressão deslocará o equilíbrio no sentido da formação do 
metanol (sentido 1). 
 
16) Considerando o equilíbrio que envolve o gás carbônico 
em solução aquosa: 
 
CO2(g) + 2 H2O(l) HCO
1-
3(aq) + 3 O 
 
Quando o refrigerante é ingerido, a elevada concentração de 
íons H3O
1+
 no estômago provoca o deslocamento do 
equilíbrio para a esquerda, aumentando a quantidade de gás 
carbônico, CO2(g)desprendido e causando o arroto. Esse 
desprendimento ainda é favorecido pela diminuição da 
pressão e peio aumento da temperatura. 
 
- O CO2(g) é engarrafado nos refrigerantes sob alta pressão. 
Quando o líquido é ingerido, a pressão diminui o suficiente 
para provocar o escape do gás. 
- A maior temperatura do organismo em relação ao 
refrigerante, que geralmente é consumido gelado, provoca 
também uma diminuição na solubilidade do CO2(g) 
 
17) Duas dentre as ações: 
· diminuição da concentração ou da pressão parcial de 
hidrogênio gasoso 
· aumento de temperatura 
· diminuição de pressão total 
 
18) Aumento das concentrações de CO2 e de H2O , na 
atmosfera. 
Deslocamento do equilíbrio no sentido de consumo de 
carbonato e consequente aumento da acidez no interior do 
ovo. 
 
19) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 27 
 
CAPÍTULO 4 
 
EQUILÍBRIO IÔNICO – Ka, Kb, pH e pOH 
Considere o eletrólito AB em solução aquosa: 
AB A
+
 + B
–
 
Sua ionização (se AB for molecular) ou sua dissociação (se 
AB for iônico) também é um fenômeno reversível e, assim 
sendo, atingirá, após determinado tempo, o equilíbrio 
químico. Este equilíbrio será agora chamado de equilíbrio 
iônico porque aparecem íons. Importante ressaltar que, no 
caso de bases fortes e sais solúveis, não podemos falar em 
equilíbrio iônico, já que a reação inversa não se processa (a 
dissociação não é reversível). 
Exemplos 
 
 
(não reversível) 
(não reversível) 
Se considerarmos a ionização do HNO2: 
 
A exemplo de equilíbrios anteriores, podemos escrever que 
sua constante de equilíbrio é: 
 
Esta constante de equilíbrio, Kc, recebe agora o nome 
particular de constante de ionização ou constante de 
dissociação iônica e é representada por Ki, Ka (no caso de 
ácidos) ou Kb (no caso de bases). 
 
 
 
 
Observações 
a) Ki varia com a temperatura. 
b) Quando a ionização de um eletrólito apresentar várias 
etapas, temos para cada etapa uma constante de ionização: 
 
 
 
Observe que a primeira constante de ionização de ácido 
fosfórico é maior que a segunda, que, por sua vez, é maior 
que a terceira, indicando que a primeira ionização de um 
eletrólito ocorre mais intensamente que as outras 
subseqüentes. 
c) Valores altos de Ki indicam eletrólitos fortes que são, 
portanto, muito dissociados ou ionizados; enquanto valores 
baixos indicam que o eletrólito é fraco. 
Na tabela seguinte, temos valores de Ka de alguns ácidos: 
 
Lei da Diluição de Ostwald 
Chamamos o grau de ionização de um eletrólito, que pode 
ser definido como a fração do mol que está ionizada na 
solução. Portanto, para cada mol que foi inicialmente 
dissolvido, a representa a parte que se ionizou. De forma 
geral, temos: 
 
Considere o equilíbrio: AB A
+
 + B
–
 
A partir da concentração molar ( ) e do grau de ionização 
(α), podemos relacionar Ki e α: 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
28- VESTIBULAR 
 
 
Esta fórmula é a Lei da Diluição de Ostwald e permite 
concluir que, quanto menor a concentração de um eletrólito, 
maior será seu grau de ionização, o que significa dizer que o 
grau de ionização aumenta à medida que se dilui a solução. 
 ara eletrólitos fracos, nos quais os valores de α são muito 
pequenos, podemos considerar 1 – α como sendo 
praticamente 1, o que simplifica a equação de Ostwald para: 
 
Efeito do Íon Comum 
Efeito do íon comum é o nome que se dá à aplicação do 
princípio de Le Chatelier (deslocamento do equilíbrio) para 
equilíbrios iônicos. 
Exemplo 
Considere o equilíbrio que se estabelece quando HCN é 
colocado em água: 
HCN H
+
 + CN
–
 
Vamos supor agora que se adicione à solução cianeto de 
sódio (NaCN). Como NaCN é iônico, sua dissociação é total: 
NaCN → Na
+
 + CN
–
 
O íon CN
–
 oriundo do cianeto de sódio é comum ao 
equilíbrio do ácido; logo, sua concentração aumentará, o que 
provocará o deslocamento do equilíbrio para a esquerda, no 
sentido de formar HCN, diminuindo, portanto, a ionização do 
ácido. 
 
O fato de o grau de ionização de um eletrólito diminuir pela 
adição, na solução, de outro eletrólito que possua um íon 
igual a um dos íons do 1
o
 eletrólito recebe o nome de efeito 
de íon comum. 
É importante lembrar que há íons que, apesar de não serem 
comuns ao equilíbrio iônico, também podem deslocá-lo. 
Tomemos, por exemplo, a dissociação de NH4OH: 
 
Se a esta solução adicionarmos um ácido qualquer, estaremos 
adicionando H
+
, que reagirá com os íons OH
–
 da base, 
formando água. 
A concentração de íons OH
–
 irá diminuir e, portanto, o 
equilíbrio será deslocado para a direita, aumentando a 
dissociação da base. 
 
Indicadores Ácido-Base 
Indicadores ácido-base são substâncias químicas, geralmente 
ácidos ou bases fracas, que mudam de cor, dependendo de o 
meio estar ácido ou básico. 
Esta mudança de cor é decorrência do deslocamento do 
equilíbrio químico. Tomemos, por exemplo, o indicador 
ácido-base genérico HIn: 
 
Se adicionarmos ao equilíbrio um ácido qualquer, haverá um 
aumento na concentração de íons H
+
, o que provoca um 
deslocamento para a esquerda, fazendo com que a solução se 
torne amarela. No entanto, se adicionarmos uma base, há 
uma diminuição dos íons H
+
 (que são captados pelo OH
–
 da 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 29 
base formando água) e, portanto, o equilíbrio se desloca para 
a direita, tornando a solução vermelha. 
 
Resumindo os principais indicadores ácido-baseteremos: 
 
Equilíbrio Iônico da Água (Kw) 
A água é um eletrólito extremamente fraco, que se ioniza 
segundo a equação: 
H2O + H2O H3O
+
 + OH
–
 
Ou simplesmente: 
H2O H
+
 + OH
–
 
Como toda ionização, a da água também atinge um 
equilíbrio, chamado equilíbrio iônico da água. Um litro de 
água a 25 ºC tem massa igual a 1.000 g. Portanto, em 1 litro, 
temos aproximadamente 55,5 mols de água: 
 
Destes 55,5 mols, constata-se experimentalmente que apenas 
10
–7
 mols sofrem ionização. 
A constante de ionização da água pode ser determinada pela 
equação: 
 
No entanto, a 25 ºC, a quantidade de água que fica sem se 
ionizar assume o valor de (55,5 – 10
–7
) mols/L, que é 
praticamente o valor inicial de 55,5 mols/L. Podemos então 
concluir que a concentração de água ([H2O]) é praticamente 
constante e, portanto, 
 
 
 
O produto iônico da água, Kw, tem valor igual a 10
–14
 a 25 ºC. 
Kw é uma constante de equilíbrio e como tal não é afetada 
pela variação na concentração de H
+
 ou OH
–
, mas varia com 
a temperatura. 
– Para soluções ácidas: [H
+
] > [OH
-
] 
– Para soluções básicas: [H
+
] 10
-7
 mol/L 
[OH
-
] 10
-7
 mol/L 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
30- VESTIBULAR 
Soluções neutras 
[H
+
] = [OH
-
] 
pH e pOH 
Para não se trabalhar com potências negativas, como, por 
exemplo, Peter L. Sörensen propôs 
uma nova escala para as medidas de acidez e basicidade das 
soluções, utilizando logaritmo segundo as definições: 
 
 
A letra p, minúscula, significa potencial; portanto: 
– pH é o potencial hidrogeniônico da solução; 
– pOH é o potencial hidroxiliônico da solução. 
Para soluções ácidas 
 
Exemplo 
Qual o pH de uma solução de concentração hidrogeniônica 
igual a 10
–5 
? 
 
 
 
 
Para Soluções Básicas 
 
Exemplo 
 
Portanto, a 25°C: 
 
Relação entre pH e pOH 
 
Portanto: 
 
 
 
 
 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 31 
ESCALA 
 
 
 
 
Exercícios Fundamentais 
 
1) (ENEM – 2009). Sabões são sais de ácidos carboxílicos de 
cadeia longa utilizados com a finalidade de facilitar, durante 
processos de lavagem, a remoção de substâncias de baixa 
solubilidade em água, por exemplo, óleos e gorduras. A 
figura a seguir representa a estrutura de uma molécula de 
sabão. 
 
 
Em solução, os ânions do sabão podem hidrolisar a água e, 
desse modo, formar o ácido carboxílico correspondente. Por 
exemplo, para o estearato de sódio, é estabelecido o seguinte 
equilíbrio: 
CH3(CH2)16COO
–
 + H2O ⇔ CH3(CH2)16COOH + OH
–
 
Uma vez que o ácido carboxílico formado é pouco solúvel 
em água e menos eficiente na remoção de gorduras, o pH do 
meio deve ser controlado de maneira a evitar que o equilíbrio 
acima seja deslocado para a direita. 
Com base nas informações do texto, é correto concluir que os 
sabões atuam de maneira 
a) mais eficiente em pH básico. 
b) mais eficiente em pH ácido. 
c) mais eficiente em pH neutro. 
d) eficiente em qualquer faixa de pH. 
e) mais eficiente em pH ácido ou neutro. 
 
2) (ENEM – 2010). O rótulo de uma garrafa de água mineral 
natural contém as seguintes informações: 
 
Características 
físico-químicas 
Valor Composição 
química 
mg/L 
pH a 25 ºC 7,54 bicarbonato 93,84 
cálcio 15,13 
sódio 14,24 
condutividade 
elétrica a 25 ºC 
151 
(μ /cm) 
magnésio 3,62 
carbonatos 3,09 
sulfatos 2,30 
resíduo da 
evaporação a 180 
ºC 
126,71 
(mg/L) 
potássio 1,24 
fosfatos 0,20 
fluoretos 0,20 
 
As informações químicas presentes no rótulo de vários 
produtos permitem classificar o produto de várias formas, de 
acordo com seu gosto, seu cheiro, sua aparência, sua função, 
entre outras. As informações da tabela permitem concluir que 
essa água é 
a) gasosa. b) insípida. c) levemente azeda. d) 
um pouco alcalina. e) radioativa na fonte. 
 
3) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2002) As variações das 
cargas elétricas das moléculas das proteínas W, X, Y e Z, em 
função do pH do meio, estão representadas no gráfico abaixo. 
 
A molécula do DNA, em pH fisiológico, apresenta carga 
elétrica negativa, devido a sua natureza ácida. 
No núcleo celular, ela está associada a proteínas, de caráter 
básico, denominadas histonas. 
De acordo com o gráfico, a proteína que apresenta 
propriedades compatíveis com as de uma histona é a 
representada pela seguinte letra: 
a) W b) X c) Y d) Z 
 
4) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2003) O gás carbônico 
participa da seguinte reação química, que ocorre no sangue 
humano: 
 
Por sua vez, a concentração de gás carbônico no sangue é 
regulada pelo ritmo respiratório. A hiperventilação 
(respiração acelerada) favorece a expiração de uma 
quantidade desse gás bem superior à da respiração normal. 
Observe a tabela abaixo. 
 
Levando-se em conta a equação de equilíbrio químico, uma 
das condições da tabela representa as alterações dos valores 
de concentração de H
+
 e do pH, encontrados no sangue do 
indivíduo sob hiperventilação, em relação aos seus valores 
normais. Essa condição é a de número: 
a) I b) II c) III d) IV 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
32- VESTIBULAR 
 
5) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2006) As soluções-tampão 
são utilizadas para regular a acidez de alguns sistemas, pois 
resistem às variações do pH quando pequenas quantidades de 
um ácido ou de uma base são adicionadas a esses sistemas. 
- Os tampões têm importante função nos processos químicos 
e biológicos, como, por exemplo, a de impedir grandes 
variações do pH do sangue. 
- Um dos sistemas que contribuem para o tamponamento do 
sangue é constituído pelas substâncias 
H2CO3 e NaHCO3. As equações químicas abaixo representam 
os equilíbrios dessas substâncias no sangue. 
 
- O pH desse sistema-tampão pode ser calculado pela 
seguinte expressão: 
 
- No sangue, a concentração de ácido carbônico varia com a 
pressão parcial do CO2. 
Considere o pH fisiológico e o pKa iguais a 7,4 e 6,1, 
respectivamente. 
Para que esse pH seja mantido, a razão deverá 
ser igual a: 
a) 0,1 b) 2,5 c) 10,0 d) 20,0 
 
6) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2006) Uma pessoa em 
repouso respira normalmente. Em determinado momento, 
porém, ela prende a respiração, ficando em apnéia pelo maior 
tempo que consegue suportar, provocando, daí em diante, 
hiperventilação pulmonar. As curvas mostradas no gráfico 
abaixo 
 
A única curva que representa as alterações do pH do sangue 
dessa pessoa, durante a situação descrita, é a identificada pela 
seguinte letra: 
a) W b) X c) Y d) Z 
 
7) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2009) A água sanitária é 
um agente desinfetante que contém a substância hipoclorito 
de sódio. A equação química a seguir representa o equilíbrio 
do íon hipoclorito com o ácido hipocloroso, um agente 
desinfetante ainda mais eficiente. Em um processo de 
limpeza, quantidades iguais de água sanitária foram 
adicionadas a volumes iguais de líquidos com diferentes 
valores de pH a 25 ºC, de acordo com a tabela. 
 
Em um processo de limpeza, quantidades iguais de água 
sanitária foram adicionadas a volumes iguais de líquidos com 
diferentes valores de pH a 25 ºC, de acordo com a tabela. 
 
O líquido no qual a água sanitária apresenta maior ação 
desinfetante é o de número: 
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 
 
8) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2010) A acidez de frutas 
cítricas é determinada pela concentração de íons hidrogênio. 
Uma amostra de polpa de laranja apresenta pH = 2,3. 
Considerando log 2 = 0,3, a concentração de íons hidrogênio 
nessa amostra, em mol.L
-1
, equivale a: 
a) 0,001 b) 0,003 c) 0,005 d) 0,007 
 
9) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2004) No recente acidente 
que atingiu rios da região norte-noroeste fluminense, o 
principal contaminante daágua foi a soda cáustica (NaOH). 
Considere que: 
- a mortalidade observada em algumas espécies de peixes 
desses rios foi diretamente relacionada a alterações do seu 
equilíbrio ácido-básico; 
- o pH do sangue dos peixes pode ser calculado pela fórmula 
 ; 
 
- na fórmula citada, refere-se à concentração 
molar de bicarbonato e , à de ácido carbônico. 
 
Observe os gráficos abaixo, nos quais y representa medidas 
do pH de amostras de água e x, medidas de concentração de 
substâncias encontradas em amostras de sangue de peixes. As 
amostras de água e os peixes foram coletados, 
simultaneamente, em diversas áreas dos rios contaminados. 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 33 
Quando x = , a variação de x em função de y 
pode ser representada pelo gráfico de número: 
a) I b) II c) III d) IV 
 
10) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2013) Em um 
reservatório contendo água com pH igual a 7, houve um 
descarte acidental de ácido sulfúrico. Em seguida, foi 
adicionada uma determinada substância de caráter básico, em 
quantidade suficiente para neutralizar a acidez. O gráfico que 
representa o comportamento do pH durante esse processo é: 
 
 
 
 
11) (ENEM – 1998). O pH informa a acidez ou a basicidade 
de uma solução. A escala abaixo apresenta a natureza e o pH 
de algumas soluções e da água pura, a 25°C. 
 
Uma solução desconhecida estava sendo testada no 
laboratório por um grupo de alunos. Esses alunos decidiram 
que deveriam medir o pH dessa solução como um dos 
parâmetros escolhidos na identificação da solução. Os 
resultados obtidos estão na tabela abaixo. 
 
Da solução testada pelos alunos, o professor retirou 100ml e 
adicionou água até completar 200ml de solução diluída. O 
próximo grupo de alunos a medir o pH deverá encontrar para 
o mesmo: 
a) valores inferiores a 1,0. b) os mesmos valores. 
c) valores entre 5 e 7. d) valores entre 5 e 3. 
e) sempre o valor 7. 
 
12) (ENEM – 1999). As informações abaixo foram extraídas 
do rótulo da água mineral de determinada fonte. 
 
Indicadores ácido base são substâncias que em solução 
aquosa apresentam cores diferentes conforme o pH da 
solução. O quadro abaixo fornece as cores que alguns 
indicadores apresentam à temperatura de 25°C 
 
Suponha que uma pessoa inescrupulosa guardou garrafas 
vazias dessa água mineral, enchendo-as com água de torneira 
(pH entre 6,5 e 7,5) para serem vendidas como água mineral. 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
34- VESTIBULAR 
Tal fraude pode ser facilmente comprovada pingando-se na 
“ gua mineral fraudada”, à temperatura de 25°C, gotas de 
a) azul de bromotimol ou fenolftaleína. 
b) alaranjado de metila ou fenolftaleína. 
c) alaranjado de metila ou azul de bromotimol. 
d) vermelho de metila ou azul de bromotimol. 
e) vermelho de metila ou alaranjado de metila. 
 
13) (ENEM – 2000). O suco extraído do repolho roxo pode 
ser utilizado como indicador do caráter ácido (pH entre 0 e 7) 
ou básico (pH entre 7 e 14) de diferentes soluções. 
Misturando-se um pouco de suco de repolho e da solução, a 
mistura passa a apresentar diferentes cores, segundo sua 
natureza ácida ou básica, de acordo com a escala abaixo. 
 
Algumas soluções foram testadas com esse indicador, 
produzindo os seguintes resultados: 
 
De acordo com esses resultados, as soluções I, II, III e IV 
têm, respectivamente, caráter: 
a) ácido/básico/básico/ácido. 
b) ácido/básico/ácido/básico. 
c) básico/ácido/básico/ácido. 
d) ácido/ácido/básico/básico. 
e) básico/básico/ácido/ácido. 
 
14) (ENEM – 2000). Utilizando-se o indicador citado em 
sucos de abacaxi e de limão, pode-se esperar como resultado 
as cores: 
a) rosa ou amarelo. b) vermelho ou roxo. 
c) verde ou vermelho. d) rosa ou vermelho. 
e) roxo ou azul. 
 
15) (ENEM – 2002). A chuva em locais não poluídos é 
levemente ácida. Em locais onde os níveis de poluição são 
altos, os valores do pH da chuva podem ficar abaixo de 5,5, 
recebendo, então, a denominação de chuva ácida. Este tipo de 
chuva causa prejuízos nas mais diversas áreas: construção 
civil, agricultura, monumentos históricos, entre outras. 
A acidez da chuva está relacionada ao pH da seguinte forma: 
concentração de íons hidrogênio = 10
-pH
 , sendo que o pH 
pode assumir valores entre 0 e 14. Ao realizar o 
monitoramento do pH da chuva em Campinas (SP) nos meses 
de março, abril e maio de 1998, um centro de pesquisa 
coletou 21 amostras, das quais quatro têm seus valores 
mostrados na tabela: 
 
A análise da fórmula e da tabela permite afirmar que: 
I. da 6ª para a 14ª amostra ocorreu um aumento de 50% na 
acidez. 
II. a 18ª amostra é a menos ácida dentre as expostas. 
III. a 8ª amostra é dez vezes mais ácida que a 14ª. 
IV. as únicas amostras de chuvas denominadas ácidas são a 
6ª e a 8ª. 
São corretas apenas as afirmativas 
a) I e II b) II e IV. c) I, II e IV. 
d) I, III e IV. e) II, III e IV. 
 
16) (ENEM – 2010). Os oceanos absorvem 
aproximadamente um terço das emissões de CO2 procedentes 
de atividades humanas, como a queima de combustíveis 
fósseis e as queimadas. O CO2 combina-se com as águas dos 
oceanos, provocando uma alteração importante em suas 
propriedades. Pesquisas com vários organismos marinhos 
revelam que essa alteração nos oceanos afeta uma série de 
processos biológicos necessários para o desenvolvimento e a 
sobrevivência de várias espécies da vida marinha. 
A alteração a que se refere o texto diz respeito ao aumento 
a) da acidez das águas dos oceanos. 
b) do estoque de pescado nos oceanos. 
c) da temperatura média dos oceanos. 
d) do nível das águas dos oceanos. 
e) da salinização das águas dos oceanos. 
 
17) (ENEM – 2012). Uma dona de casa acidentalmente 
deixou cair na geladeira a água proveniente do degelo de um 
peixe, o que deixou um cheiro forte e desagradável dentro do 
eletrodoméstico. Sabe-se que o odor característico de peixe 
se deve às aminas e que esses compostos se comportam como 
bases. Na tabela são listadas as concentrações 
hidrogeniônicas de alguns materiais encontrados na cozinha, 
que a dona de casa pensa em utilizar na limpeza da geladeira. 
 
Dentre os materiais listados, quais são apropriados para 
amenizar esse odor? 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 35 
a) Álcool ou sabão. 
b) Suco de limão ou álcool. 
c) Suco de limão ou vinagre. 
d) Suco de limão, leite ou sabão. 
e) Sabão ou carbonato de sódio/barrilha. 
 
18) (PUC-RJ - 2008) O estômago produz suco gástrico 
constituído de ácido clorídrico, muco, enzimas e sais. O valor 
de pH no interior do estômago deriva, principalmente, do 
ácido clorídrico presente. Sendo o ácido clorídrico um ácido 
forte, a sua ionização é total em meio aquoso, e a 
concentração de H
+
 em quantidade de matéria nesse meio 
será a mesma do ácido de origem. 
Assim, uma solução aquosa de ácido clorídrico em 
concentração 0,01 mol L
−1
 terá pH igual a: 
a) 2. b) 4. c) 5. d) 7. e) 9. 
 
19) (PUC-RJ - 2008) Na ocorrência das reações químicas, 
em solução aquosa, há aquelas que se dão entre um ácido e 
uma base e que comumente são denominadas de reações de 
neutralização. 
H
+
(aq) + OH
−
(aq) → H2O(l) 
Numa análise, na temperatura de 25 °C, 1 mL de solução de 
KOH 2 mol L
−1
 foi adicionado a 100 mL de solução aquosa 
de HCℓ 0,01 mol L
−1
. Considerando que, na reação do ácido 
forte com a base forte, os “íons espectadores” (K
+
 e Cℓ
−
) não 
reagem com a água, é correto afirmar que a solução 
resultante tem o valor de pH aproximadamente igual a: 
a) 1. b) 2. c) 5. d) 7. e) 12. 
 
20) (PUC-RJ - 2009) Um volume de 0,15 L de solução 
aquosa de NaOH de concentração 3 · 10
−3
 mol L
−1
 é 
misturado com 0,050 L de solução aquosa de H2SO4 de 
concentração 2 · 10
−3
 mol L
−1
 e com água suficiente para se 
obter solução com volume final igual a 250 mL . 
 2NaOH(aq) + H2SO4(aq) → 2H2O(l) + Na2SO4(aq) 
Considerandoa reação da base com o ácido, a sua 
estequiometria e o reagente limitante, é correto afirmar que o 
pH da solução resultante é igual a: 
a) 3. b) 5. c) 7. d) 9. e) 11. 
 
21) (UFRRJ - 2008) Questão 55 Em tempos de crise, como a 
que atualmente afeta a educac ão, alguns professores 
conseguem, com criatividade, fazer aulas experimentais 
utilizando materiais de baixo custo. Os extratos de repolho 
roxo, das flores de azaleia, da quaresmeira e da maria-sem-
vergonha possuem em sua composic ão antocianinas, que te m 
a propriedade de variar a cor na presenc a de cidos e bases, 
como mostra a escala de cores, e por isso são utilizados como 
indicadores cido-base. 
Cor Vermelho Rosa Roxo Azul Verde Amarelo 
pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 
Indicador: extrato de repolho roxo 
A tabela mostra dados de concentrac ão hidrogenio nica ou 
hidroxilio nica a 25 
o
C, em mol/L, de algumas soluc ões 
incolores: 
 
 
Solução de íons H
+
 ou OH
–
 Concentração em mol/L 
Limpa-forno [OH
–
] = 1,0 × 10 
–1
 
Vinagre [OH
–
] = 1,0 × 10 
–11
 
Água do mar [OH
–
] = 1,0 × 10 
–6
 
Lágrima [H
+
] = 1,0 × 10
–7
 
Limpador com amônia [H
+
] = 1,0 × 10 
–12
 
As soluc ões acima, após a adic ão de algumas gotas do estrato 
de repolho roxo, apresentarão as seguintes colorac ões: 
a) vermelha, azul, roxa, roxa e verde. 
b) amarela, vermelha, roxa, roxa e verde. 
c) vermelha, azul, rosa, roxa e verde. 
d) amarela, vermelha, rosa, roxa e verde. 
e) amarela, rosa, vermelha, roxa e verde. 
 
22) Quando comparamos o pH do refrigerante (pH = 3) com 
o pH da cerveja (pH = 5), podemos afirmar que o primeiro é 
maior que o segundo. 
a) 2 vezes d) 100 vezes 
b) 10 vezes e) 200 vezes 
c) 50 vezes 
 
Exercícios de Aprofundamento 
 
Utilize o texto abaixo para responder à questão de 
número 23. 
 
23) (UERJ). Considerando as condições ambientes e a 
concentração hidroxiliônica equivalente a 2,5 x 10
–7
 mol.L
–1
, 
calcule o pH do sangue humano. Utilize log105 igual a 0,70. 
 
24) (UFRRJ - 2009) Em 1909, Sören P. T. Sörensen (1868-
1939), bioquímico dinamarquês, estabeleceu uma maneira 
conveniente de expressar a acidez, utilizando o logaritmo 
negativo da concentração do íon hidrogênio: pH = –log [H
+
]. 
Ele chamou de expoente do íon hidrogênio representado pelo 
símbolo pH – pondus hydrogenii, do latim, ou potenz H 
(conforme denominação dada por Sörensen) – potencial de 
hidrogênio. Devido ao uso do artifício matemático "–log 
[H
+
]" os valores dessa escala são positivos na faixa de 
concentração abaixo de 1 mol/L. Com base na expressão de 
Sörensen, determine: 
Dado: log 8,0 = 0,9 
a) a equação de equilíbrio iônico da dissociação do ácido 
acético (CH3COOH) em água, sabendo que este ácido é 
fraco. 
b) O pH de uma solução contendo 240 g de ácido acético em 
um volume de 500 mL, sabendo que apenas 1% do ácido é 
ionizado. 
 
25) (UFRRJ - 2008) O pH do sangue humano de um 
indivíduo saudável situa-se em determinada faixa. Para 
manter essa faixa de pH, o organismo utiliza vários tampões, 
O controle do pH do sangue humano é um processo 
complexo que envolve o cérebro, os pulmões e os rins. 
Neste processo, o íon hidrogenocarbonato desempenha 
uma importante função tamponante. 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
36- VESTIBULAR 
sendo que o principal tampão do plasma sanguíneo consiste 
de ácido carbônico e íon bicarbonato. 
CO2(g) + H2O(l) ⇔ H2CO3(aq) ⇔ H
+
(aq) + HCO3
–
(aq) 
 Para que as trocas gasosas ocorram normalmente, a 
respiração, processo responsável pelo equilíbrio da 
quantidade de CO2 no sangue, possui um tempo ideal. 
 Distúrbios que causem aceleração da respiração removem 
muito CO2, deslocando o equilíbrio e fazendo ocorrer a 
alcalose sanguínea. Já a dificuldade de respirar acumula CO2, 
gerando acidose sanguínea. Ambas as situações são 
perigosas, pois podem causar a morte. Sabendo que as 
concentrações de H
+
 no sangue humano podem situar-se 
entre 5 · 10
−8
 e 3 ·10
–8
 mol/L, calcule a faixa de pH do 
sangue. Dado: log 5 = 0,7 log 3 = 0,5 
 
26) (UFRJ - 2010) Sabe-se que a condutividade elétrica de 
uma solução é uma medida de sua facilidade de conduzir 
corrente elétrica. Assim, quanto maior a quantidade de íons 
dissociados, maior será a condutividade da solução. 
Num experimento, uma solução aquosa de ácido sulfúrico foi 
gradualmente adicionada a um recipiente equipado com uma 
célula de condutividade contendo inicialmente 40 mL de uma 
solução de hidróxido de bário 0,0125 M, conforme a figura a 
seguir. Enquanto o ácido era adicionado, foram tomadas 
medidas relativas à condutividade elétrica da solução. O 
gráfico a seguir registra os dados de condutividade em função 
do volume de solução ácida adicionada (Va). 
 
Determine o pH da solução ácida que apresenta 
condutividade elétrica igual a 7 μmho/cm (dados: log102 = 
0,30; log103 = 0,48; log10 5 = 0,70). 
 
27) (UFRJ - 2009) A concentração de íons hidrogênio no 
sangue é regulada por meio do sistema tampão representado a 
seguir. 
H2O + CO2 H2CO3 H
+
 + HCO3
–
 
a) A eliminação do CO2 presente no sangue se dá nos 
pulmões, durante o processo respiratório. Em uma situação 
de hipoventilação, a concentração de CO2 no sangue 
aumenta. Descreva o que ocorre com o pH do sangue nessa 
situação. 
b) Considerando a concentração de ácido carbônico no 
sangue igual a 10
−3
 mol/L, calcule o grau de ionização do 
ácido carbônico quando o pH do sangue for igual a 7,0. 
 
28) (UFRJ - 2008) Quando um atleta pratica exercícios 
físicos vigorosos, o oxigênio disponível na corrente 
sanguínea é rapidamente consumido, levando seu 
metabolismo a trabalhar em condições anaeróbicas. Nessas 
condições, o processo de geração de energia para a contração 
de músculos envolve a quebra de glicose (C6H12O6), 
produzindo ácido lático (C3H6O3) e provocando fadiga 
muscular. 
O gráfico a seguir mostra a variação da concentração de 
ácido lático no sangue de um atleta durante uma competição 
em função do tempo t. 
 
a) Calcule a taxa de formação de ácido lático entre o estado 
de repouso (t = 0s) e o instante t = 200s. 
b) Como o ácido lático é um ácido fraco, de cada 100 
moléculas de ácido lático dissolvidas em água, apenas quatro 
sofrem ionização. Calcule o pH de uma solução aquosa de 
ácido lático com concentração igual a 2,5 mMol/L. 
 
29) (UERJ - 2011) Metais nobres têm como característica o 
fato de serem pouco reativos. A platina, por exemplo, 
somente reage em presença de uma mistura de ácidos 
clorídrico e nítrico, conforme mostra a equação química não 
balanceada a seguir. 
HCℓ(aq) + HNO3(aq) + Pt(s) → H2O(l) + PtCℓ4(aq) + NO(g) 
Em um experimento, 1,17 g de platina foram consumidos em 
conjunto com os reagentes ácidos, totalmente ionizados, em 
uma solução de volume igual a 3,2 L. 
Calcule o pH inicial da solução. 
 
30) (UERJ - 2010) Após o consumo de elevada quantidade 
de bebida alcoólica, uma pessoa bebeu vários copos de água 
com o objetivo de diminuir a acidez estomacal provocada 
pelo etanol. 
Observe os valores das constantes de ionização do etanol e da 
água nas condições em que foram ingeridos: 
Substância Constante de ionização (K) 
Etanol 10
-16
 
água 10
-14
 
Tendo em vista o caráter ácido-base do etanol e da água, 
indique se a opção de beber vários copos de água para 
amenizar a acidez estomacal foi adequada, justificando sua 
resposta. Em seguida, escreva a equação química que 
representa o equilíbrio ácido-base entre o etanol e a água. 
 
31) (UERJ- 2010) O íon cianeto é extremamente tóxico ao 
ser humano devido à sua capacidade de se combinar com o 
ferro presente na hemoglobina, impedindo o transporte de 
oxigênio para o sangue. A equação química a seguir 
representa um processo de remoção desse íon de águas 
poluídas. 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 37 
 
Em um tanque contendoum volume de solução aquosa de 
hidróxido de sódio igual a 1000 L, foram adicionados 25 
mols de cianeto e cloro em quantidade suficiente para 
completar a reação. Admitindo-se que toda a base e o cianeto 
foram consumidos, calcule o pH inicial da solução aquosa de 
hidróxido de sódio e indique as fórmulas químicas dos 
compostos apolares formados no processo. 
 
32) (UERJ- 2009) A milerita é um minério cujo principal 
componente é o sulfeto de níquel II. Em uma das etapas do 
processamento desse minério, ocorre a formação do gás 
dióxido de enxofre, como apresentado na equação química a 
seguir: 
2 NiS(s) + 3 O2 (g) → 2 NiO(s) + 2 SO2 (g) 
Esse gás, com alto impacto poluidor, pode ser eliminado 
mediante a seguinte reação com o hidróxido de sódio: 
SO2 (g) + 2 NaOH (aq) → Na2SO3 (aq) + H2O(l) 
Uma empresa mineradora, ao processar 385 kg de milerita, 
bombeou todo o dióxido de enxofre formado para um tanque 
contendo uma solução de hidróxido de sódio com 
concentração de 0,01 mol . L
–1
, a 25 °C. Nesse tanque, onde 
o dióxido de enxofre foi totalmente consumido, foram 
produzidos 504 kg de sulfito de sódio. 
Calcule a porcentagem da massa do sulfeto de níquel II no 
minério processado e o pH da solução de hidróxido de sódio 
utilizada. 
 
CAPÍTULO 4- Gabaritos 
 
1) A 2) D 3) A 4) C 5) D 6) C 7) A 
8) C 9) C 10) C 11) C 12) A 13) E 14) D 
15) A 16) A 17) C 18) A 19) E 20) D 21) B 
22) D 23) 7,4 
 
24) a) CH3COOH(aq) ↔ CH3COO
–
(aq) + H
+
(aq) 
 
b) CH3COOH(aq) ↔ CH3COO
–
(aq) + H
+
(aq) 
 1 1 : 1 
240 g ---------- 100% 
X (2,4 g) ------- 1% 
 
2,4 g do ácido ---------- 500 mL 
Y (4,8 g) ------------------ 1.000 mL 
 
[CH3COOH] = 4,8 / 60 = 8,0 · 10
–2
 mol/L 
[CH3COOH] = [H
+
] = 8,0 · 10
–2
 mol/L 
pH = –log 8,0 · 10
–2 
= –0,9 + 2,0 
 
pH = 1,1 
 
25) pH= log 1/[H
+
] pH = log 1/[5 · 10
–8
] 
pH = 8 – log 5 pH = 8 – 0,7 
pH = 7,3 
 
pH = log 1/ [H
+
] 
pH = log 1/ [3 × 10
–8
] 
pH = 8 – log 3 
pH = 8 – 0,5 
pH = 7,5 
faixa de pH de 7,3 a 7,5 
 
26) 70 μho/cm → gr fico Va = 1 cm
3
 
Neutralização Va = 5 cm
3
 (~0 μho/cm, no gr fico) 
CaVa = CbVb, portanto, 5 × Ca = 0,0125 × 40, então, Ca = 
0,1 M 
CH+ = 2 × 0,1 × (10-5)/(40 +10) → CH+ = 0,02 M 
Como pH = log [H
+
], pH = –log 0,02 → log 2 × 10
–2
 
Logo, pH = 1,7 
 
27) a) Quando [CO2] aumenta, o equilíbrio da reação é 
deslocado para a direita, causando o aumento da [H
+
]. Logo, 
na condição de hipoventilação, o pH do sangue diminui. 
 b) [H2CO3] = 10
–3
 mol/L 
pH do sangue = 7,0 ⇒ [H
+
] = [HCO3
–
] = 10
–7
 mol/L 
α = [HCO3
–
] / [H2CO3] = 10
–7
 / 10
–3
 = 10
–4
 
 
28) a) Taxa de formação de ácido lático: 1,25x10
-2
mmoL/L.s 
b) pH = 4 
 
29) Equação balanceada: 
12 HCl + 4 HNO3 + 3 t → 8 H2O + 3 PtCl4 + 4 NO 
3 mol de Pt reagem com 16 mol de ácido 
 
30) A opção não foi adequada, pois a água apresenta maior 
acidez que o etanol. 
C2H5OH + H2O ⇔ C2H5OH2
+
 + OH
− 
 
31) 
 
[OH−] = 1 /1 = ,1 mol · L
−1
 
pOH = − log ,1 = 1 
pH = 14 − 1 = 13 
 
Compostos apolares: CO2 e N2 
 
32) 90,5 kg NiS 126 kg Na2SO3 
 x 504 kg 
x = 362 kg NiS 
 
385 kg milerita 100% 
 362 kg y 
y = 94% 
 
pOH = –log[OH
–
 ] = –log(10
–2
) = 2 
pH = 14 – pOH → pH = 12 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
38- VESTIBULAR 
CAPÍTULO 5 
 
EQUILÍBRIO IÔNICO – HIDRÓLISE DE SAIS 
(Kh) e PRODUTO DE SOLUBILIDADE (Kps ou 
Ks) 
 
Hidrólise de Sais 
Chamamos hidrólise salina a reação entre um sal e a água, 
produzindo o ácido e a base correspondentes. A hidrólise do 
sal é, portanto, a reação inversa da neutralização. 
 
Para simplificar a análise dos fenômenos da hidrólise salina, 
os sais são divididos em 4 tipos, a saber: 
1) Sal de ácido forte e base fraca; 
2) Sal de ácido fraco e base forte; 
3) Sal de ácido fraco e base fraca; 
4) Sal de ácido forte e base forte. 
1. Sal de Ácido Forte e Base Fraca 
 
então ficamos com: 
 
 
Podemos então observar que quem sofre a hidrólise não é o 
sal, mas sim o íon NH4
+
 (da base fraca), liberando íons H
+
, 
que conferem à solução caráter ácido com pH menor que 7. 
 
 
2. Sal de Ácido Fraco e Base Forte 
 
então ficamos com: 
 
 
Observamos, então, que quem sofre a hidrólise, neste caso, é 
o íon CN
–
 (do ácido fraco), liberando íons OH
–
 que conferem 
à solução caráter básico com pH maior que 7. 
3. Sal de Ácido Fraco e Base Fraca 
 
então ficamos com: 
 
Como tanto o ácido quanto a base são fracos, ocorre 
realmente a hidrólise do sal e não apenas de um dos íons 
(como nos dois casos anteriores). Podemos concluir que 
quem sofre hidrólise são os íons correspondentes ao ácido 
e/ou base fracos. 
Neste caso, o meio pode ficar ácido, básico ou neutro. 
• O meio será ligeiramente ácido se a ionização do ácido for 
maior que a da base (Ka > Kb); 
• O meio será ligeiramente básico se a ionização do ácido for 
menor que a da base (Kade um sólido tem valor constante, o 
produto Ki · [A2B3] da fórmula acima também é constante e é 
chamado de produto de solubilidade. 
KPS = [A
3+
]
2
 . [B
2-
]
3
 
Portanto, o produto de solubilidade (Kps ou PS) é o produto 
das concentrações molares dos íons existentes em uma 
solução saturada, onde cada concentração é elevada a um 
expoente igual ao respectivo coeficiente do íon na 
correspondente equação de dissociação. 
Exemplos: 
 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 41 
 
A expressão do Kps é utilizada somente para soluções 
saturadas de eletrólitos considerados insolúveis, porque a 
concentração de íons em solução é pequena, resultando 
soluções diluídas. 
O Kps é uma grandeza que só depende da temperatura. 
Quanto mais solúvel o eletrólito, maior a concentração de 
íons em solução, maior o valor de Kps; quanto menos solúvel 
o eletrólito, menor a concentração de íons em solução, menor 
o valor de Kps, desde que as substâncias comparadas 
apresentem a mesma proporção entre os íons. 
Exemplo 
 
 
Como apresentam a mesma proporção em íons (1 : 1), o 
CaCO3 é mais solúvel que o BaCO3, porque possui maior 
valor de Kps. 
Quando as substâncias comparadas possuem proporção em 
íons diferentes, a mais solúvel é aquela que apresenta maior 
solubilidade. 
Exemplo 
 
Kps = [Ag
+
]
2
 · [CrO4
2-
] 
4·10
 –12
 = (2x)
2
 · x 
4·10
 –12
 = 4x
3
 
X = 1,0.10
-4
 mol/L 
solubilidade do Ag2CrO4, portanto, em 1 L de solução é 
possível dissolver até 10
–4
 mol de Ag2CrO4. 
BaSO4(s) Ba
2+
(aq) + SO4
2-
(aq) KPS=1,0 . 10
-10
 
Y mol/L Y mol/L Y mol/L 
KPS=[Ba
2+
].[SO4
2-
] 
10
-10
=(Y).(Y) 
Y=1,0.10
-5
 mol/L 
solubilidade do BaSO4 portanto, em 1 L de solução é possível 
dissolver até 10
–5
 mol de BaSO4. 
Com isso concluímos que Ag2CrO4 é mais solúvel que o 
BaSO4. 
Efeito do Íon Comum 
A adição de íon comum ao equilíbrio provoca um 
deslocamento no equilíbrio para a esquerda, diminuindo a 
solubilidade do eletrólito. 
Consideremos inicialmente uma solução saturada do 
eletrólito AB, sem a presença do corpo de fundo: 
AB(s) A
+
(aq) + B
–
(aq) 
A adição de íons A
+
 ou B
–
 irá deslocar o equilíbrio no sentido 
de diminuir a concentração dos íons, até que estas 
concentrações satisfaçam os Kps. Portanto, ocorre a 
formação de precipitado. 
Na presença de precipitado, a adição do íon comum desloca o 
equilíbrio no sentido de formação do eletrólito sólido, de 
modo a manter constante o produto das concentrações dos 
íons. 
A adição do eletrólito sólido não altera o equilíbrio nem o 
número de íons em solução. 
Previsão de Precipitação 
Quando misturamos dois eletrólitos diferentes, em solução, é 
possível saber quando o precipitado começará a se formar, a 
partir de dois íons desses eletrólitos. 
Por exemplo: São misturados volumes iguais de Pb(NO3)2 
0,2 M e KI 0,2 M. Haverá formação de um precipitado de 
PbI2. 
Dado: Kps do PbI2 = 1,4 · 10
–8
 
Para respondermos a pergunta, primeiro encontramos a 
concentração de cada íon em solução: 
Solução 
 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
42- VESTIBULAR 
Quando as duas soluções são misturadas, o volume da 
solução final duplica, portanto as concentrações de Pb
2+
 e I
 –
 
caem pela metade. 
A equação iônica que representa a precipitação fica: 
Pb
2+
(aq) + 2l 
–
(aq) → bI2(s) 
Sendo que o seu inverso representa a dissolução do PbI2 . Ao 
atingir o equilíbrio temos: 
PbI2(s) Pb
2+
(aq) + 2I
–
(aq) 
Qps é denominado de quociente da reação, sendo calculado 
em função da concentração de íons que são misturados. A 
precipitação ocorre quando Qps é maior ou igual ao Kps. Em 
nosso caso, encontramos: 
Qps = [Pb
2+
] · [i
–
]
2
 
Qps = (0,1) · (0,1)
2
 
Qps = 1,0 · 10
–3
 
Como Kps = 1,4 · 10
–8
 concluímos que Qps > Kps, portanto 
ocorre precipitação. 
Exercícios Fundamentais 
 
1) (UFRRJ - 2009) "Na China, substâncias químicas como o 
iodeto de prata são lançadas nas nuvens..." 
 (SCOFILD, Gilberto. Dança da Chuva. Jornal O Globo, n
o
 
27.344, junho, 2008.) 
Agosto é época de fortes chuvas na China. Preocupados com 
a festa de abertura das Olimpíadas, o governo bombardeou as 
nuvens nos arredores de Pequim, fazendo chover nos 
subúrbios. Sabendo-se que a constante do produto de 
solubilidade do iodeto de potássio a 25 °C é igual a 8,1x10
–17
, 
a solubilidade deste sal, nessa temperatura, é 
a) 4,5 · 10
–9
 mol/L b) 4,5 · 10
–17
 mol/L 
c) 9 · 10
–9
 mol/L d) 9 · 10
–1
 mol/L 
e) 6,5 · 10
–17
 mol/L 
 
2) (UFF – 2002) Grande parte da poluição observada na Baía 
de Guanabara é decorrente da qualidade das águas dos 
diversos rios que ali desembocam. 
Certo rio corta a Baixada Fluminense, onde recebe grande 
quantidade de resíduos industriais ricos em chumbo, e 
deságua na Baía de Guanabara. Em amostra coletada na foz 
desse rio, à temperatura de 25ºC, constatou-se que a 
concentração de íon cloreto é 0,40 M. Sabe-se que, nesse 
caso, o produto de solubilidade do cloreto de chumbo é 
1,60 x 10
-5
. 
Assinale a opção que indica a concentração máxima de íon 
chumbo presente nessa amostra. 
a) 1,00 x 10
-4
 M b) 2,00 x 10
-4
 M 
c) 4,00 x 10
-5
 M d) 1,00 x 10
-5
 M 
e) 1,60 x 10
-4
 M 
3) (UFRRJ – 2005). Os fermentos químicos são bastante 
utilizados na preparação de pães, bolos, etc. Entre eles, 
podemos citar o carbonato ácido de amônio (bicarbonato de 
amônio), que, ao ser aquecido, produz gás carbônico dentro 
da massa, fazendo com que esta cresça de acordo com a 
reação abaixo. 
NH4 HCO3(S)  NH3(g) + H2O(g) + CO2(g) 
A dissolução deste sal em água produz uma solução de 
caráter 
a) neutro 
b) ácido 
c) alcalino 
d) básico 
e) anfótero 
 
4) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2003). Em um estudo 
sobre a eficiência do emprego de cinco diferentes substâncias 
em processos de descontaminação de alimentos, cinco 
amostras iguais de uma hortaliça foram contaminadas, de 
maneira idêntica, por um inseticida da classe dos 
organofosforados. Sabe-se que esse fosforado, inibidor da 
enzima acetilcolinesterase, embora mais estável em meio 
ácido, degrada-se rapidamente, por hidrólise, em meio 
alcalinizado. 
O estudo utilizou o seguinte procedimento: 
- cada amostra contaminada foi mergulhada, por períodos de 
tempo iguais, em um dos seguintes líquidos: água pura, 
soluções aquosas de NH4Cℓ, de NaHCO3 , de CH3COOH e 
de NaCℓ; 
- a seguir, extratos obtidos a partir dessas amostras foram 
testados quanto à capacidade de inibir uma preparação de 
acetilcolinesterase; 
- foi registrada, no gráfico abaixo, a atividade enzimática 
dessa preparação em relação a cada um dos cinco extratos e, 
também, na ausência de qualquer inibidor. 
 
A coluna C representa a atividade enzimática da preparação 
na ausência de qualquer inibidor, e a coluna 1 registra essa 
atividade na presença de extrato da amostra mergulhada em 
água pura. 
Assim, a coluna 2 representa a atividade enzimática da 
preparação de acetilcolinesterase na presença de extrato da 
amostra, quando mergulhada em solução de: 
a) NaCℓ b) NH4Cℓ c) NaHCO3 d) CH3COOH 
 
5) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2012). Um laboratório 
realiza a análise de células utilizando uma solução fisiológica 
salina com pH neutro. O laboratório dispõe de apenas quatro 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 43 
substâncias que poderiam ser usadas no preparo dessa 
solução: HCℓ, NaCℓ, NaOH e NaHCO3. Dentre elas, a que 
deve ser escolhida para uso na análise está indicada em: 
a) HCℓ b) NaCℓ c) NaOH d) NaHCO3 
 
Exercícios de Aprofundamento 
 
6) (UFRJ). Alguns extintores de incêndio de espuma contêm 
bicarbonato de sódio NaHCO3 e ácido sulfúrico em 
compartimentos separados. Quando o extintor é acionado, 
estas substâncias entram em contato, produzindo gás 
carbônico, que sai misturado com uma solução e forma uma 
espuma que atua apagandoo fogo. 
a) Explique como a espuma atua para apagar o fogo. 
b) Escreva a equação da reação do ácido sulfúrico com o 
bicarbonato de sódio. 
c) O bicarbonato de sódio também é utilizado como 
antiácido. Explique por que a solução aquosa deste sal 
apresenta um pH acima de 7. 
 
7) (UFRRJ - 2008) A busca para se obter um maior tempo 
de vida exige diversos cuidados. Entre eles está o de realizar 
visitas periódicas a médicos, com o objetivo de diagnosticar 
doenças precocemente. Entretanto, em 2003, diversas pessoas 
morreram intoxicadas, quando uma indústria fabricante de 
produtos farmacêuticos vendeu sulfato de bário (BaSO4) 
contaminado com carbonato de bário (BaCO3), para uso 
como contraste radiográfico. 
a) Uma das formas de sintetizar o sulfato de bário é através 
da reação entre carbonato de bário e sulfato de cálcio 
(CaSO4) em meio aquoso. Escreva esta equação balanceada. 
b) Sabendo que a solubilidade molar do carbonato de bário 
em determinada temperatura vale 5,0 · 10
−5
 mol/L, determine 
a constante do produto de solubilidade (kps) deste composto 
nesta temperatura. 
 
8) (UFRJ - 2008) O gráfico a seguir representa a 
solubilidade de CO2 na água em diferentes temperaturas. 
 
 
 
Após a dissolução, o CO2 reage com a água segundo a 
equação: 
 
CO2 + H2O H2CO3 HCO3
–
 + H
+
 
 a) Determine a molaridade de uma solução saturada de CO2 
em água a 10 ºC. 
b) Explique o efeito do aumento de temperatura na 
concentração de CO2 dissolvido e no pH do sistema. 
 
9) (UFF - 2009) Os Jogos Olímpicos de 2008 causaram 
grandes polêmicas pelo fato de que a capital escolhida – 
Pequim – é uma das mais poluídas do mundo. Para amenizar 
a situação, o governo chinês procura promover as chamadas 
chuvas artificiais. Esse tipo de chuva tem por objetivo aliviar 
as secas, ajudar na extinção de incêndios, ou simplesmente 
eliminar as nuvens. As autoridades afirmam que já podem 
gerar o fenômeno em 1/3 de seu território. O país conta hoje 
com sete mil canhões e cinco mil lança-foguetes para 
disparar AgI cuja função é aglomerar gotículas de água 
presentes nas nuvens formando cristais de gelo, fazendo com 
que as nuvens fiquem mais pesadas e caiam em forma de 
chuva. O iodeto de prata é pouco solúvel e sua estrutura 
assemelha-se à do gelo. Seu Kps é 8,1 · 10
-17
 a 25°C. 
Com base nas informações acima, pede-se: 
a) informar por meio de cálculos, o valor de sua solubilidade 
em μg · L−1; 
b) explicar o que acontece com a solubilidade do AgI na 
presença de NaI 0,0010 M e justificar sua resposta por meio 
de cálculos. 
 
10) (UERJ - 2008) A atividade humana tem sido responsável 
pelo lançamento inadequado de diversos poluentes na 
natureza. Dentre eles, destacam-se: 
- amônia: proveniente de processos industriais; 
- dióxido de enxofre: originado da queima de combustíveis 
fósseis; 
- cádmio: presente em pilhas e baterias descartadas. 
Em meio básico, o íon metálico do cádmio forma o hidróxido 
de cádmio, pouco solúvel na água. Sabendo que, a 25 ºC, a 
solubilidade do hidróxido de cádmio é aproximadamente de 
mol . L
–1
, determine a constante de seu produto de 
solubilidade. 
 
11) (UERJ – 2008). A amônia gasosa reage com o cloreto de 
hidrogênio gasoso segundo a equação química a seguir:
 
NH3(g) + HCℓ(g) → NH4Cℓ(s) 
Considere que o cloreto de amônio formado foi dissolvido 
em água. A essa solução foi adicionado um indicador, cuja 
cor varia em função do pH, conforme a tabela a seguir. 
 
 
Explique, de acordo com os conceitos de Lewis, o fato de a 
amônia comportar-se como uma base na reação descrita. 
Em seguida, indique a cor da solução após a adição do 
indicador e escreva a equação química que representa a 
hidrólise do cloreto de amônio. 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
44- VESTIBULAR 
12) (UERJ – 2004). O magnésio e o alumínio, metais de 
baixa densidade, muito empregados em ligas metálicas de 
aplicação industrial, apresentam algumas propriedades 
químicas semelhantes, como a formação de hidróxidos pouco 
solúveis. 
a) Escreva a equação química completa e balanceada da 
reação de oxirredução entre o magnésio metálico e o cátion 
alumínio em solução aquosa. 
b) A solubilidade do hidróxido de magnésio em água, à 
temperatura ambiente, é igual a 5,0  10
- 4
 mol  L
-1
 . 
Calcule o produto de solubilidade deste composto. 
 
13) (UERJ – 2005). O uso de fragrâncias produzidas em 
laboratório permitiu, além do barateamento de perfumes, a 
preservação de certas espécies animais e vegetais. 
Na tabela abaixo, estão representados três compostos usados 
como fragrâncias artificiais. 
 
 
a) Comparando, em condições idênticas, as duas primeiras 
fragrâncias, aponte a mais volátil e justifique sua escolha. 
b) Escreva a equação química que representa a reação de 
hidrólise, em meio ácido, do composto presente na fragrância 
artificial do cravo e nomeie os produtos formados nesse 
processo. 
 
A equação balanceada a seguir representa a reação de dupla-
troca entre o nitrato de prata e o sulfeto de sódio, na qual é 
formado o sal insolúvel sulfeto de prata. 
 
14) (UERJ – 2006). Um experimento sobre análise 
quantitativa consistiu em gotejar uma solução de AgNO3 
sobre uma solução de Na2S, mantendo agitação constante. 
O volume da solução de AgNO3 gotejado, em mililitros, e a 
massa de Ag2S obtida, em gramas, foram registrados no 
gráfico abaixo. 
 
a) Calcule a concentração da solução de AgNO3, em 
mol × L
−1
. 
b) Indique o caráter da solução de sulfeto de sódio em relação 
a seu pH e escreva uma equação química que comprova esse 
caráter. 
 
15) (UFF – 2003). O Princípio do Produto de Solubilidade, 
estabelece que o valor do Kps de um eletrólido pouco solúvel 
é constante em temperatura fixa para a solução saturada do 
eletrólido e sabendo-se que a solubilidade do fluoreto de 
cálcio (CaF2) em água a 25ºC é 1,7  10
–3
g por 100 mL. 
Pede-se determinar: 
a) a solubilidade molar do fluoreto de cálcio; 
b) o valor da constante do produto de solubilidade Kps do 
composto a 25ºC. 
 
CAPÍTULO 5- Gabaritos 
 
1) C 2) A 3) A 4) C 5) B 
 
6) a) Evita o contato direto entre o combustível e o oxigênio 
b) H2SO4 + 2NaHCO3→Na2SO4 + 2H2O + 2CO2 
c) Por que ele tem origem de uma base forte com um ácido 
fraco 
 
7) (A) BaCO3(aq) + CaSO4(aq) → Ba O4(s) + CaCO3(s) 
 
(B) kps = (5,0 · 10
–5
)
2
 = 2,5 · 10
–9
 
 
8) a) M = 0,05 
 
b) Com o aumento da temperatura, a concentração de CO2 no 
sistema diminui, deslocando o equilíbrio para a esquerda. 
Como consequência, a concentração de H
+
 diminui, 
aumentando o pH do meio 
 
9) a) 
AgI(s) Ag
+
(aq) + I
- 
(aq) 
Kps = [Ag
+
] [I
-
] = 81 · 10
-18
 
[Ag
+
] = [I
-
] = = 9,0 · 10
-9
 mol xL
-1 
1mol de AgI 230g 
9,0 · 10
-9
 mol · L
-1 
 x 
x = 2,1 · 10
-6
g · L
-1 
=
 
2,1 µg · L
-1
 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 45 
 
b) Na presença de NaI 0.0010 M 
[Ag
+
] = x 
[I
-
] = (x + 0,0010M) =0,0010M 
81 · 10
-18 
= (x) 0,0010 x = 8,1 · 10
-14
 M 
A solubilidade do AgI diminui na presença do íon comum 
 
10) 
 
 
11) De acordo com Lewis, a amônia é uma base, pois dispõe 
de um par de elétrons livres para formar a ligação com o H
+
. 
A solução ficará amarela. 
 
12) 
 
 
13) 
 
14) 
 
 
 
 
 
 
 
15)substância que diminui a velocidade das 
reações, por formar um complexo ativado de alta energia de 
ativação. Contudo, o inibidor é consumido pela reação. 
 
 
e) as reações envolvendo catalisadores podem ser de 2 tipos: 
• catálise homogênea: catalisador e reagentes no mesmo 
estado físico; 
• catálise heterogênea: catalisador e reagentes em estados 
físicos diferentes. 
Exemplos 
 
Catálise homogênea 
 
Catálise heterogênea 
 
Observação: 
Existem casos de autocatálise, no qual o catalisador é um dos 
produtos da própria reação. Estas reações iniciam lentamente 
e à medida que o catalisador vai se formando, a velocidade 
da reação vai aumentando. 
Encontramos substâncias que atuam no catalisador, 
aumentando sua atividade catalítica: são chamadas de 
ativadores de catalisador ou promotores. Outras diminuem ou 
mesmo destroem a ação do catalisa-dor: são chamadas 
venenos de catalisador. 
VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
VELOCIDADE MÉDIA EM FUNÇÃO DOS PARTICIPANTES 
 
A maior ou menor rapidez (velocidade) com que uma 
reação ocorre é calculada pela relação entre a quantidade de 
um reagente (ou produto) que é consumido (ou produzido) e 
o intervalo de tempo gasto para isto. Normalmente esta 
velocidade é uma velocidade média. 
As quantidades das substâncias são medidas em mol/L, 
massas, volumes (gases), etc., enquanto que o intervalo de 
tempo pode ser dado em segundos, minutos ou horas. 
A quantidade de reagente ou produto medida em mol/L é 
representada por [ ]. 
A velocidade média é expressa então por: 
 
 
 
A velocidade média de consumo ou produção de uma 
substância não é constante durante a reação. Para uma 
substância que está sendo consumida, ela é máxima no início 
da reação e mínima no final. 
Para uma substância que está sendo produzida, seu valor é 
mínimo no início da reação e máximo no final. 
Considerando uma reação A → B, teríamos: 
 
 
 
 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 5 
VELOCIDADE MÉDIA DA REAÇÃO. 
 
A velocidade média de todas as substâncias que fazem 
parte de uma reação nem sempre é a mesma, num mesmo 
instante, estes valores estão relacionados com os seus 
respectivos coeficientes estequiométricos. 
Para a reação 2 A + B →3 C, se a velocidade de consumo de 
B for de 2 mol/L.min, as velocidades de A e C serão, 
respectivamente, 4 mol/L.min e 6 mol/L.min. 
Para que a velocidade média da reação seja a mesma, a 
IUPAC recomenda que, seus valores sejam divididos pelos 
respectivos coeficientes, assim teremos: 
 
Generalizando: 
 
 
Exercícios Fundamentais 
 
1) (ENEM-2010). Alguns fatores podem alterar a rapidez das 
reações químicas. A seguir destacam-se três exemplos no 
contexto da preparação e da conservação de alimentos: 
1. A maioria dos produtos alimentícios se conserva por muito 
mais tempo quando submetidos à refrigeração. Esse 
procedimento diminui a rapidez das reações que contribuem 
para a degradação de certos alimentos. 
2. Um procedimento muito comum utilizado em práticas de 
culinária é o corte dos alimentos para acelerar o seu 
cozimento, caso não se tenha uma panela de pressão. 
3. Na preparação de iogurtes, adicionam-se ao leite bactérias 
produtoras de enzimas que aceleram as reações envolvendo 
açúcares e proteínas lácteas. 
Com base no texto, quais são os fatores que influenciam a 
rapidez das transformações químicas relacionadas aos 
exemplos 1, 2 e 3, respectivamente? 
a) Temperatura, superfície de contato e concentração. 
b) Concentração, superfície de contato e catalisadores. 
c) Temperatura, superfície de contato e catalisadores. 
d) Superfície de contato, temperatura e concentração. 
e) Temperatura, concentração e catalisadores. 
 
2) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2009).A água oxigenada 
consiste em uma solução aquosa de peróxido de hidrogênio, 
que se decompõe, sob a ação da luz e do calor, segundo a 
equação química: 
2 H2O2(aq) → 2 H2O(l) + O2(g) 
Em um experimento, foi monitorada a quantidade de 
peróxido de hidrogênio em três frascos idênticos – A, B e C – 
de 1 L de água oxigenada, mantidos em diferentes condições 
de luminosidade e temperatura. 
Observe os resultados no gráfico: 
 
 
Na condição em que ocorreu a menor taxa de decomposição 
do peróxido de hidrogênio, a velocidade média de formação 
de O2 , em mol · ano
–1
, foi igual a: 
a) 1 b) 2 c) 6 d) 12 
 
3) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2011). A fim de aumentar 
a velocidade de formação do butanoato de etila, um dos 
componentes do aroma de abacaxi, emprega-se como 
catalisador o ácido sulfúrico. Observe a equação química 
desse processo: 
 
As curvas de produção de butanoato de etila para as reações 
realizadas com e sem a utilização do ácido sulfúrico como 
catalisador estão apresentadas no seguinte gráfico: 
 
 
a) 
 
 
b) 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
6- VESTIBULAR 
 
 
c) 
 
 
d) 
 
 
4) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2012). As curvas que 
descrevem as velocidades de reação de muitas enzimas em 
função das variações das concentrações de seus substratos 
seguem a equação de Michaelis. Tal equação é representada 
por uma hipérbole retangular cuja fórmula é: 
 
v = velocidade de reação 
Vmax = velocidade máxima de reação 
Km = constante de Michaelis 
[S] = concentração de substrato 
A constante de Michaelis corresponde à concentração de 
substrato na qual 
Considere um experimento em que uma enzima, cuja 
constante de Michaelis é igual a 9 × 10
−3
 milimol/L, foi 
incubada em condições ideais, com concentração de substrato 
igual a 10
−3
 milimol/L. A velocidade de reação medida 
correpondeu a 10 unidades. Em seguida, a concentração de 
substrato foi bastante elevada de modo a manter essa enzima 
completamente saturada. Neste caso, a velocidade de reação 
medida será, nas mesmas unidades, equivalente a: 
a) 1 b) 10 c) 100 d) 1.000 
 
5) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2003). O gráfico a seguir 
refere-se às curvas de distribuição de energia cinética entre 
um mesmo número de partículas, 
 
para quatro valores diferentes de temperatura T1, T2, T3 e 
T4, sendo T1e) formação da substância B, no intervalo de tempo de 0 a 40 
s, é 0,70 mol s
−1
. 
 
8) (PUC- 2009) Para as reações que ocorrem com troca de 
calor, sob pressão constante, a variação de entalpia (ΔH) é 
dada pela diferença entre a entalpia dos produtos (HP) e 
a entalpia dos reagentes (HR), conforme indicado nas figuras 
a seguir. 
 
Sobre reações que ocorrem com troca de calor e analisando 
os gráficos, é correto afirmar que: 
a) ambos representam processos endotérmicos. 
b) no gráfico (b), a diminuição da barreira de energia de 
ativação pode ser atribuída à presença de um catalisador. 
c) processos exotérmicos absorvem calor do meio reacional. 
d) quanto maior a energia de ativação, mais rápida será a 
reação. 
e) o aumento da concentração dos reagentes não altera a 
velocidade das reações químicas; apenas o catalisador altera. 
 
9) (PUC-2010). Os antiácidos efervescentes contêm em sua 
formulação o ácido cítrico (H3C6H5O7) e o bicarbonato de 
sódio (NaHCO3), os quais, à medida que o comprimido se 
dissolve em água, reagem entre si segundo a equação: 
H3C6H5O7(aq)+3NaHCO3(aq) →Na3C6H5O7(aq)+3H2O(l)+3CO2(g) 
A liberação de gás carbônico explica a efervescência 
(evolução de CO2) observada quando se dissolve um destes 
antiácidos. 
Com base nessas informações, é CORRETO afirmar que: 
a) a efervescência será mais intensa se houver pedras de gelo 
na água. 
b) um comprimido triturado de antiácido se dissolverá mais 
lentamente do que um comprimido inteiro. 
c) a efervescência será menos intensa se a água estiver 
quente. 
d) a temperatura tem papel essencial na velocidade de 
dissolução do comprimido. 
e) os componentes do antiácido no estado sólido reagem mais 
rapidamente do que em solução aquosa. 
 
10) (UFRRJ - 2009) O metano é um gás estufa dezenas de 
vezes mais forte que o gás carbônico; por isso, o primeiro 
projeto brasileiro registrado no mercado de créditos de 
carbono foi desenvolvido no aterro sanitário de Nova Iguaçu 
(RJ), baseando-se no processo de queima do gás metano. A 
combustão completa do metano pode ser descrita pela 
seguinte equação química. 
 CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (g) 
 e esquematizada pelo gráfico a seguir. 
 
 
Correlacionando a equação química e o gráfico do processo 
químico descrito, é correto afirmar que: 
a) A representa os reagentes, B representa os produtos, a 
variação de entalpia é –890 kJ/mol e a energia de ativação é 
250 kJ/mol. 
b) A representa os reagentes, B representa os produtos, a 
variação de entalpia é 890 kJ/mol e a energia de ativação é 
–1.140 kJ/mol. 
c) A representa os produtos, B representa os reagentes, a 
variação de entalpia é 890 kJ/mol e a energia de ativação é 
–1.140 kJ/mol. 
d) A representa os produtos, B representa os reagentes, a 
variação de entalpia é –890 kJ/mol e a energia de ativação é –
250 kJ/mol. 
e) A representa os produtos, B representa os reagentes, a 
variação de entalpia é –89 kJ/mol e a energia de ativação é 25 
kJ/mol. 
 
 
 
 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
8- VESTIBULAR 
Exercícios de Aprofundamento 
 
11) (UFRJ – 2005). Em duas lanternas idênticas, carregadas 
com a mesma massa de carbureto, goteja-se água, na mesma 
vazão, sobre o carbureto. Na lanterna I, o carbureto encontra-
se na forma de pedras e, na lanterna II, finamente granulado. 
a) Indique qual das lanternas apresentará a chama mais 
intensa. 
b) Indique qual delas se apagará primeiro. Justifique sua 
resposta, com base em seus conhecimentos de cinética 
química. 
 
12) (UFRJ – 2006) A figura a seguir apresenta a variação da 
entalpia ao longo do caminho de uma reação. 
 
a) Determine o valor da entalpia desta reação, classificando-a 
como endotérmica ou exotérmica. 
b) Explique qual o efeito de um catalisador sobre a energia de 
ativação e sobre a entalpia da reação. 
 
13) (UERJ – 2004) O gráfico abaixo representa a variação, 
em função do tempo, da concentração, em quantidade de 
matéria, do hidrogênio gasoso formado em duas reações 
químicas de alumínio metálico com solução concentrada de 
ácido clorídrico. Estas reações são realizadas sob as mesmas 
condições, diferindo, somente, quanto às formas de 
apresentação do alumínio: placas metálicas e pó metálico. 
 
 
 
a) Calcule a razão entre a maior e a menor velocidade média 
da reação. 
b) Defina a que forma de apresentação do alumínio 
corresponde cada uma das curvas. Justifique sua resposta. 
 
 
14) (UFRJ – 1999). O filtro biológico é um acessório 
fundamental na montagem de um aquário marinho. Sua 
função principal é fixar determinadas bactérias que auxiliam 
a eliminação de substâncias nocivas presentes na água. Uma 
dessas substâncias é a amônia, que é eliminada pelos peixes e 
altamente tóxica. Como se vê no esquema a seguir, as 
bactérias chamadas nitrosomonas transformam as moléculas 
de amônia em nitritos. 
 
 
Os nitritos ainda são tóxicos aos peixes, e são convertidos em 
nitratos pelas bactérias chamadas nitrobacter. Os nitratos não 
são tóxicos e são absorvidos como fonte de nitrogênio pelas 
microalgas presentes no aquário. 
a) Indique a variação do número de oxidação do nitrogênio 
em cada etapa do processo. 
b) Vamos supor que, ao montar o seu aquário, você tenha 
esquecido de instalar o filtro biológico. Após alguns dias, ao 
notar que os peixes se comportavam de modo estranho, 
decidiu medir a concentração da amônia dissolvida e 
descobriu que esta se encontrava em 0,85mg/L e, 
imediatamente, colocou o filtro biológico em funcionamento. 
Se o filtro apresenta uma velocidade média de decomposição 
da amônia de 4x10
-6
 mol/h, calcule o tempo necessário para 
que o aquário volte ao nível ideal de amônia, que é de 0,17 
mg/L. 
 
15) (UFRJ – 2004). O aspartame é um adoçante usado em 
bebidas lácteas dietéticas. A reação de degradação do 
aspartame nessas bebidas apresenta cinética de primeira 
ordem em relação a sua concentração. O gráfico a seguir 
relaciona a velocidade de degradação do aspartame com a 
concentração, nas temperaturas de 4°C e 20°C. 
 
Dois frascos A e B têm a mesma concentração inicial de 
aspartame, 200mg/L, mas o primeiro está armazenado a 20°C 
e o segundo a 4°C. Determine a razão entra as constantes de 
velocidade da reação de degradação do aspartame nos frascos 
A e B. Justifique a sua resposta. 
 
16) (UERJ – 2010). O luminol é uma substância utilizada na 
investigação de vestígios de sangue. O íon ferro III presente 
no sangue catalisa a reação de conversão do luminol em 3-
aminoftalato, provocando a emissão de radiação luminosa 
por um determinado período de tempo. Observe a equação: 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 9 
 
 
Em um processo de busca de vestígios de sangue, no qual 
foram empregados 3,54 mg de luminol, observou-se a 
emissão de luz por 1 minuto. Admitindo-se que todo o 
luminol, cuja massa molar é de 177 g · mol
–1
, foi consumido 
durante a emissão luminosa, calcule a velocidade média de 
formação de água, em g · min
–1
, e indique o número de 
oxidação do átomo de carbono primário do 3-aminoftalato. 
 
17) (UERJ – 2011). A irradiação de micro-ondas vem sendo 
utilizada como fonte de energia para determinadas reações 
químicas, em substituição à chama de gás convencional. 
Em um laboratório, foram realizados dois experimentos 
envolvendo a reação de oxidação do metilbenzeno com 
KMnO4 em excesso. A fonte de energia de cada um, no 
entanto, era distinta: irradiação de micro-ondas e chama de 
gás convencional. 
Observe, no gráfico a seguir, a variação da concentração de 
metilbenzeno ao longo do tempo para os experimentos: 
 
 
Observe, agora, a equação química que representa esses 
experimentos: 
 
Para o experimento que proporcionou a maior taxa de reação 
química, determine a velocidade média de formação de 
produto, nos quatro minutos iniciais, em g · L
–1
 · min
–1
. 
Em seguida,calcule o rendimento da reação. 
 
18) (UFRJ - 2008) A redução das concentrações de gases 
responsáveis pelo efeito estufa constitui o desafio central do 
trabalho de muitos pesquisadores. Uma das possibilidades 
para o sequestro do CO2 atmosférico é sua transformação em 
outras moléculas. O diagrama a seguir mostra a conversão do 
gás carbônico em metanol. 
 
 
Indique a etapa lenta do processo. Justifique sua resposta. 
 
19) (UFRJ - 2009) Um dos métodos de preparação de iodeto 
de hidrogênio com alto grau de pureza utiliza a reação direta 
entre as substâncias iodo e hidrogênio. Num experimento, 20 
mols de iodo gasoso e 20 mols de hidrogênio gasoso foram 
colocados em um reator fechado com um volume útil igual a 
2 litros. A mistura foi aquecida até uma determinada 
temperatura, quando ocorreu a reação representada a seguir. 
Considere a reação irreversível. 
H2(g) + I2(g) → 2HI(g) 
No experimento, a variação da concentração de H2(g) com o 
tempo de reação foi medida e os dados foram representados 
no gráfico a seguir: 
 
 
a) Calcule a velocidade inicial da reação. 
b) Calcule a concentração de iodeto de hidrogênio após 10 
minutos de reação. 
 
20) (UFRJ - 2011) O aquecimento global pode ser 
considerado como o legado mais duradouro da história da 
humanidade. Estima-se que os impactos climáticos 
decorrentes da liberação do dióxido de carbono e de outros 
gases na atmosfera terrestre provenientes, na sua maior parte, 
da queima de combustíveis fósseis, vão durar mais do que a 
existência da civilização humana desde seu aparecimento até 
os dias de hoje. 
A figura a seguir apresenta projeções, resultantes de 
simulações computacionais, da concentração de dióxido de 
carbono, em ppm, na atmosfera terrestre até o ano de 2200. 
As projeções dependem do aumento anual da velocidade de 
emissão de dióxido de carbono. 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
10- VESTIBULAR 
 
 
a) Determine a velocidade média de emissão do dióxido de 
carbono entre os anos de 2020 e 2050 para o pior cenário de 
emissão apresentado no gráfico. 
b) Sabe-se que a massa total de ar na atmosfera é de 5 x 10
21
 
g. Calcule a quantidade (em kg) de dióxido de carbono que 
estaria presente na atmosfera terrestre no ano de 2060 usando 
a projeção em que a velocidade de emissão é constante. 
 
21) (UFRRJ - 2009) Os gráficos a seguir representam o 
estudo da cinética de decomposição da água oxigenada 
(peróxido de hidrogênio), segundo a reação: 
 2 H2O2(aq) → 2 H2O(l) + O2(g) 
No primeiro gráfico, tem-se o acompanhamento da variação 
da concentração da água oxigenada com o tempo. No 
segundo gráfico, tem-se o diagrama que representa os 
caminhos da reação na ausência e na presença de um 
catalisador. 
 
 
 
a) Observe os gráficos e indique se a reação de decomposição 
da água oxigenada é endotérmica ou exotérmica. Justifique. 
b) Determine a velocidade média de decomposição do H2O2 
em mol/min, no intervalo de tempo entre 0 e 10 minutos. 
c) No segundo gráfico, qual é a curva que corresponde à 
reação sem catalisador? Justifique. 
d) O que representa X, tanto para a curva A, como para a 
curva B? 
 
CAPÍTULO 1 - GABARITOS 
 
1) C 2) A 3) B 4) C 5) D 6) C 7) B 
8) B 9) D 10) A 
 
11) a) A lanterna II apresentará chama mais intensa pois o 
estado de divisão do carbureto (finamente granulado) possui 
maior superfície de contato do que o da lanterna I, resultando 
em uma maior velocidade da reação de formação de 
acetileno. Assim, a queima de uma maior quantidade de 
acetileno por unidade de tempo faz com que a chama da 
lanterna II seja mais intensa. 
b) A lanterna II se apagará primeiro pois o carbureto 
finamente granulado reagirá mais rapidamente, sendo 
totalmente consumido em menos tempo. 
 
12) a) A entalpia de reação é igual a (100-300)= 200 kJ/mol de 
produto. A reação é exotérmica. 
b) Um catalisador diminui a energia de ativação, mas não altera 
o valor da entalpia de reação. 
 
13) A) Tomando 1 L como referência de volume: 
curva I: 0,6 mol L1 produzido em 1 min 
v1 0,6 mol L1 min1 
curva II: 0,2 mol produzido em 1 min 
v2 = 0,2 mol L-1 min-1 
Razão:0,2/0,63 
B) A curva I corresponde à reação com o alumínio em pó. 
A curva II corresponde à reação com o alumínio em placas. 
Esta associação ocorre porque alumínio pulverizado, devido 
a sua maior superfície de contato, reagirá mais rapidamente. 
 
14) A) NH3 NO2
-
 NO3
- 
 - 3 + 3 + 5 
B) 1 mol de NH3 = 17g 
Variação da concentração : 0,85 - 0,17 = 0,68 mg/L 
68.10 - 5 g/L 4.10 - 5 mol/L 
1 h __________ 4.10 - 6
 mol/L 
x __________ 4.10 - 5
 mol/L.h x = 10 horas 
 
15) A reação de degradação do aspartame apresenta cinética 
de primeira ordem. Logo, a velocidade de degradação do 
aspartame pode ser representada pela equação:, na qual 
aspartame v=kC é a constante de velocidade da reação. A 
partir do gráfico, usando a concentração inicial de 200 mg/L, 
calculam-se os seguintes valores para as constantes de 
velocidade nas duas temperaturas consideradas: 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 11 
 
 
16) 
 
 
17) 
 
 
18) A etapa lenta é a etapa que vai de II a III, por apresentar a 
maior energia de ativação. 
 
19) a) Como a velocidade média permanece constante no 
intervalo de tempo entre 0 e 14 minutos, a velocidade inicial 
é dada por: 
vi = –([H2] final – [H2] inicial) / (tfinal – tinicial) = – (3 – 10) / 
(14 – 0) = 0,5 mol/L· min 
 
b) Após 10 minutos de reação, [H2] = 5 mol/L 
Como H2 + l2 ⇒ 2Hl, Hlapós10min = 10 mol/L 
 
20) 
 
 
21) a) Exotérmica, pois possui o ΔH menor que zero. 
b) 0,1 mol/L min. 
c) Curva A, pois a energia de ativação é maior. 
d) A variação de entalpia (ΔH) da reação. 
 
 
 
 
CAPÍTULO 2 
 
CINÉTICA QUÍMICA: MÉTODOS DE 
DETERMINAÇÃO DAS EQUAÇÕES DE 
VELOCIDADE 
 
LEI DA AÇÃO DAS MASSAS OU DAS VELOCIDADES INICIAIS 
 
Também conhecida como Lei de Guldberg - Waage diz 
que “a velocidade de uma reação é diretamente proporcional 
às concentrações molares dos reagentes elevadas aos seus 
respectivos coeficientes obtidos na equação química 
correspondente”. 
Esta determinação é sempre feita experimentalmente 
analisando-se, normalmente, a variação da propriedade no 
instante inicial. 
Uma reação química genérica do tipo: aA + bB cC 
+ dD tem uma equação cinética da forma: velocidade = k 
[A]
x
 [B]
y
, x e y são as ordens parciais da reação e a sua soma 
corresponde à ordem global da reação. De notar que a ordem 
de uma reação é definida em relação às concentrações dos 
reagentes e não dos produtos. 
Analise-se agora como se determina e lei de velocidade 
de uma reação a partir de um conjunto de dados 
experimentais: 
 
 
Do conjunto de resultados pode constatar-se que quando a 
concentração de 
A duplica, mantendo-se constante a concentração de B, a 
velocidade duplica, pelo que a reação é de primeira ordem 
em relação a A. Por outro lado, quando a concentração de A 
se mantém constante e a de B duplica, a velocidade 
quadruplica, sendo a reação de segunda ordem em relação a 
B. 
Outra forma de chegar à mesma conclusão é através do 
uso da lei das velocidades. 
Assim, considerando as experiências 1 e 2 
(concentração de B constante) as expressões da lei das 
velocidades são: 
v1 = k.(0.200)
x
.(0.100)
y
 e v2 = k.(0.400)
x
.(0.100)
y
 
relacionando as duas expressões de modo a ter v1/v2, e 
substituindo os valores de v1 e v2, fica-se com: 
 
De notar que k1 e k2 são iguais pelo que se cancelam na 
expressão acima. Daqui se conclui que a reação é de 
primeira ordem em relação a A. 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
12- VESTIBULAR 
Para o reagente B, o procedimento é idêntico: 
 
Pelo que a reação é de segunda ordem relativamente a B. 
Assim a lei das velocidade ou equação cinética para esta 
reação será escrita da forma:A ordem global da reação é 1+2=3 
Para se determinar a constante de velocidade da reação 
basta fazer os cálculos para qualquer uma das 
experiências. Assim, como exemplo, apresenta-se o 
cálculo de k para a experiência 3: 
 
 
Exercícios Fundamentais 
 
1) (UFF-RJ) Considere a reação: M(g) + N(g) →O(g) 
Observa-se, experimentalmente, que, dobrando-se a 
concentração de N, a velocidade de formação de O 
quadruplica e, dobrando-se a concentração de M, a 
velocidade da reação não é afetada. 
A equação da velocidade v desta reação é: 
a) v = K[M]
2
 b) v = K [N]
2
 
c) v = K[M] d) v = K [M] [N] 
e) v = K [M] [N]
2
 
 
2) (PUC-RIO) As velocidades iniciais da decomposição do 
aldeído acético (CH3CHO) foram medidas para as 
concentrações iniciais de 0,10mol/l e 0,20mol/l e 
apresentaram os valores de 0,02mol/l.s e 0,08 mol/l.s, 
respectivamente. A ordem da reação em relação ao aldeído 
acético é: 
a) 1/2. b) 1. c) 2. d) 3/2. e) 3. 
 
3) O ozônio próximo à superfície é um poluente muito 
perigoso, pois causa sérios problemas respiratórios e também 
ataca as plantações através da redução do processo da 
fotossíntese. Um possível mecanismo que explica a formação 
de ozônio nos grandes centros urbanos é através dos produtos 
da poluição causada pelos carros, representada pela equação 
química a seguir: 
 
 
De acordo com as reações apresentadas, a lei da velocidade é 
dada por: 
a) v = k [O2] [O] 
b) v = k [NO2] 
c) v = k [NO2] + k [O2] [O] 
d) v = k [NO] [O3] 
e) v = k [O3] 
 
4) No estudo cinético de uma reação representada por 
2A(g) + B2(g) →2AB(g) colocou-se os seguintes dados: 
 
A velocidade da reação pode ser expressa pela reação 
a) v = k 2[A] 
b) v = k [B2]
2
 
c) v = k [A] [B2] 
d) v = k [A]
2
 [B2] 
e) V = k [A] [B2]
2
 
 
5) (UNIRIO) Num laboratório, foram efetuadas diversas 
experiências para a reação: 
2H2(g) + 2NO(g) _ N2(g) + 2H2O(g) 
Com os resultados das velocidades iniciais obtidos, 
montou-se a seguinte tabela: 
 
Baseando-se na tabela anterior, podemos afirmar que a 
lei de velocidade para a reação é: 
a) V = K. [H2] b) V = K. [NO] 
c) V = K. [H2] [NO] d) V = K. [H2]
2
 [NO] 
e) V = K. [H2] [NO]
2 
 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 13 
Exercícios de Aprofundamento 
 
6) (UFSCar) A decomposição do pentóxido de dinitrogênio 
é representada pela equação 
2N2O5(g) _→4NO2(g) + O2(g) 
Foram realizados três experimentos, apresentados na tabela 
abaixo. 
 
A expressão da velocidade da reação é 
a) v = k [N2O5]
0
. b) v = k [N2O5]
1/4
. 
c) v = k [N2O5]
1/2
. d) v = k [N2O5]
1
. 
e) v = k [N2O5]
2
. 
 
7) Os dados experimentais para a velocidade de reação, v, 
indicados no quadro a seguir, foram obtidos a partir dos 
resultados em diferentes concentrações de reagentes iniciais 
para a combustão do monóxido de carbono, em temperatura 
constante. 
 
A equação de velocidade para essa reação pode ser escrita 
como v = k [CO]
a
[O2]
b
, onde a e b são, respectivamente, as 
ordens de reação em relação aos componentes CO e O2. 
De acordo com os dados experimentais, é correto afirmar que 
respectivamente os valores de a e b são: 
a) 1 e 2 b) 2 e 1 c) 3 e 2 d) 0 e 1 e) 1 e 1 
 
8) A oxidação do íon iodeto pelo peróxido de hidrogênio em 
meio ácido ocorre segundo a equação química balanceada: 
H2O2 + 3I
-
 + 2H
+
 →2H2O + I
3-
 
Medidas de velocidade de reação indicaram que o processo é 
de primeira ordem em relação à concentração de cada um dos 
reagentes. 
a) Escreva a equação de velocidade da reação. Como é 
chamada a constante introduzida nessa equação matemática? 
b) Os coeficientes da equação de velocidade da reação são 
diferentes dos coeficientes da equação química balanceada. 
Explique por quê. 
 
9) A cinética da reação 
2HgCℓ2 + C2O4
2-
 →2Cℓ
-
 + 2CO2(g) + Hg2Cℓ2(s) 
Foi estudada em solução aquosa, seguindo o número de mols 
de Hg2Cℓ2 que precipita por litro de solução por minuto. Os 
dados obtidos estão na tabela. 
 
Pede-se: 
a) Determinar a equação de velocidade da reação. 
b) Calcular o valor da constante de velocidade da reação. 
c) Qual será a velocidade da reação quando [HgCℓ2] = 
0,010M e [C2O4
2-
] = 0,010M? 
 
10) Uma reação é de primeira ordem em relação ao reagente 
A e de primeira ordem em relação ao reagente B, sendo 
representada pela equação: 
2 A(g) + B(g) →2 C(g) + D(g) 
Mantendo-se a temperatura e a massa constantes e reduzindo-
se à metade os volumes de A(g) e B(g), a velocidade da 
reação. 
a) duplica. 
b) fica reduzida à metade. 
c) quadruplica. 
d) fica oito vezes maior. 
e) fica quatro vezes menor. 
 
11) (UFRJ) A expressão da velocidade de uma reação deve 
ser determinada experimentalmente, não podendo, em geral, 
ser predita diretamente a partir dos coeficientes 
estequiométricos da reação. O gráfico a seguir apresenta 
dados experimentais que possibilitam a obtenção da 
expressão da velocidade da seguinte reação: 
2 ICℓ(g) + H2(g) →I2(g) + 2 HCℓ(g). 
 
a) Escreva a expressão da velocidade desta reação. 
b) Calcule o número de mols de cada produto ao final da 
reação apresentada se, no início, há 3 mols de cada reagente. 
 
 
 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
14- VESTIBULAR 
12) (UERJ) A reação expressa pela equação 
x X + y Y _ z Z + w W foi realizada em diversas experiências 
nas quais se manteve constante a temperatura. As velocidades 
de reação foram medidas, variando-se a concentração molar 
de um dos reagentes e mantendo-se a do outro constante. Os 
resultados obtidos estão representados no gráfico adiante: 
 
Em função dos dados apresentados, 
a) determine a ordem da reação em relação aos reagentes X e 
Y, respectivamente. 
b) calcule o número de vezes em que a velocidade da reação 
aumenta quando se duplica a concentração molar de Y e se 
triplica a concentração molar de X. 
 
13) Ao expressarmos uma equação de velocidade para a 
reação em solução aquosa, 
 
 
Qual será o efeito na velocidade desta reação no caso de 
triplicarmos a concentração molar de ácido clorídrico e 
duplicarmos a concentração molar do hidróxido de alumínio? 
 
CAPÍTULO 2- Gabaritos 
 
01. [B] 02. [C] 03. [B] 04. [D] 05. [E] 06. [D] 
07. [A] 
 
08) a) V = k[H2O2].[I
-
].[H
+
] 
k = constante de velocidade de reação química 
b) Obtém-se a equação de velocidade experimentalmente. 
Essa velocidade depende da etapa lenta da reação. Os 
expoentes da equação de velocidade são os da fase lenta que 
nem sempre é igual à equação global balanceada. 
 
9) a) V = k [HgCℓ2].[C2O4
2-
]
2
 
b) k = 8,0.10
-3
 
c) V = 8,0.10
-9
 mol.l
-1
. min
-1 
 
10) [C] 
 
11) a) v = k [H2] [ICℓ] 
b) número de mols de HCℓ = 3 
 
12) a) Reagente X = reação de 2a ordem 
Reagente Y = reação de 1a ordem 
b) A velocidade da reação aumenta 18 vezes. 
 
13) 54 vezes 
CAPÍTULO 3 
 
CONCEITOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICO E 
MÉTODOS DE DETERMINAÇÃO DE Kc E Kp 
Ocorre quando, em uma reação reversível, a velocidade 
da reação direta é igual à velocidade da reação inversa. Uma 
vez atingido o estado de equilíbrio, as concentrações de 
reagentes e produtos permanecem constantes. Consideremos 
a equação genérica: 
 
onde: 
- v1 é a velocidade da reação direta e v2 a velocidade da 
reação inversa. 
No início v1 é o máximo porque as concentrações de A e B 
apresentam valores máximos, enquanto que v2 é igual a zero, 
porque C e D ainda não foram formados. À medida que a 
reação ocorre, A e B diminuem, e C e D aumentam, portanto 
v1 diminui e v2 aumenta, até que as duas velocidades se 
igualem. No instante em que v1 = v2, podemos dizer que o 
sistema atinge o estado de equilíbrio. 
Atingido o estado de equilíbrio, a reação química continua a 
ocorrer (nível microscópico) nos dois sentidos, com a mesma 
velocidade e, portanto, as concentrações de reagentes e 
produtos ficam constantes. Por isso, podemos dizer que o 
equilíbrio é um equilíbrio dinâmico. 
Ao considerarmoso sistema como um todo (nível 
macroscópico), aparentemente a reação “parou” de acontecer, 
porque as concentrações de reagentes e produtos 
permanecem inalterados indefinidamente. 
Para que o estado de equilíbrio possa ser atingido, é 
necessário que: 
– o sistema encontre-se num recipiente fechado; 
– a temperatura fique constante. 
 
 
 
 
Aℓ(OH)3 + 3 HCℓ AℓCℓ3 + 3H2O 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 15 
Graficamente, podemos representar: 
 
 
 
Classificação 
Os equilíbrios químicos podem ser classificados em 
homogêneos e heterogêneos. 
1. Equilíbrio Homogêneo 
É aquele em que todos os participantes se encontram numa 
única fase. Portanto, classificamos o sistema como sendo 
homogêneo. 
H2(g) + I2(g) 2HI(g) 
HCN(aq) H
+
(aq) + CN
-
(aq) 
2. Equilíbrio Heterogêneo 
É aquele em que os participantes se encontram em mais de 
uma fase. Portanto, classificamos o sistema como sendo 
heterogêneo. 
C(s) + O2(g) CO2(g) 
Grau de Equilíbrio (α) 
Indica a porcentagem em mols de uma determinada espécie 
que reagiu para estabelecer o equilíbrio. Podemos 
representar: 
 
Exemplo 
Consideramos a reação x → y + z, em que, no início, 
encontramos 2,00 mols de x e no equilíbrio são encontrados 
0,80 mols de x sem reagir. Concluímos, então, que reagiu 
2,00 – 0,80 = 1,20 mols de x. O grau de equilíbrio fica: 
 
Concluindo, podemos dizer que quanto maior o valor de α no 
equilíbrio, encontramos menor sobra de reagentes em maior 
quantidade de produtos. Quanto menor o valor de α no 
equilíbrio, encontramos muita sobra de reagentes e pouco 
produto. 
Constante de Equilíbrio em Termos das 
Concentrações Molares (Kc) 
Dada uma reação reversível qualquer: 
aA + bB cC + dD 
Aplicando-se a lei da ação das massas de Guldberg-Waage, 
temos: 
• para a reação direta: 
v1 = K1 · [A]
a
 · [B]
b
 
• para a reação inversa: 
v2 = K2 · [C]
c
 · [D]
d
 
No equilíbrio: v1 = v2 
K1 · [A]
a
 · [B]
b
 = K2 · [C]
c
 · [D]
d
 
 
A relação é constante e denomina-se constante de 
equilíbrio em termos de concentração molar (Kc): 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
16- VESTIBULAR 
A constante de equilíbrio Kc é, portanto, a razão das 
concentrações dos produtos da reação e das concentrações 
dos reagentes da reação, todas elevadas a expoentes que 
correspondem aos coeficientes da reação. 
Observações 
a) A constante de equilíbrio Kc varia com a temperatura; 
b) Quanto maior o valor de Kc , maior o rendimento da 
reação, já que no numerador temos os produtos e no 
denominador os reagentes. Portanto, comparando valores de 
Kc em duas temperaturas diferentes, podemos saber em qual 
destas a reação direta apresenta maior rendimento; 
c) O valor numérico de Kc depende de como é escrita a 
equação química. 
Por exemplo: 
 
Por este motivo devemos escrever sempre a equação química 
junto com o valor de Kc. 
d) A constante de equilíbrio é adimensional, ou seja, não 
possui unidade. 
e) Utilizamos apenas em substâncias gasosas e em soluções 
aquosas 
Constante de Equilíbrio em Termos das Pressões 
Parciais (Kp) 
Quando os componentes do equilíbrio são substâncias 
gasosas, além da constante Kc, podemos expressar a 
constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (Kp). 
Assim para a reação: 
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) 
a constante de equilíbrio pode ser: 
constante de equilíbrio em termos de 
concentração molar Kc 
ou 
constante de equilíbrio em termos de 
pressões parciais Kp 
Portanto, concluímos que Kp é a razão entre o produto das 
pressões parciais dos produtos gasosos e o produto das 
pressões parciais dos reagentes gasosos, estando todas as 
pressões elevadas a expoentes iguais aos respectivos 
coeficientes, na equação química balanceada. 
Por exemplo: 
H2(g) + I2(g) 2HI(g) 
 
Observação 
Para equilíbrio em sistema heterogêneo, o estado sólido não 
participa das expressões Kp e Kc, o estado líquido participa 
somente de Kc, e o estado gasoso participa das duas 
expressões. 
Exemplos 
a) CaCO3 (s) CaO(s) + CO2 (g) 
Kc = [CO2] 
Kp = p
CO2 
b) 
 
Kp = pH2 
c) 
 
Kp não é definido, pois não encontramos substância no 
estado gasoso. 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 17 
230 
o
C a 400 
o
C 
Relação entre Kc e Kp 
As constantes de equilíbrio Kc e Kp podem ser relacionadas 
da seguinte forma: 
Kp = Kc · (R · T) 
Onde: 
n →variação da quantidade em mols (diferença entre a 
quantidade em mols dos produtos e reagentes). 
Kc → constante de equilíbrio em termos de concentração 
molar. 
KP → constante de equilíbrio em termos das pressões 
parciais. 
T → temperatura absoluta. 
R → constante dos gases. 
Valores Usuais da Constante R 
 
Exercícios Fundamentais 
 
1) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2008). O programa 
brasileiro de produção de etanol já despertou o interesse de 
várias nações. O etanol, além de ser uma ótima alternativa de 
combustível, também é utilizado em várias aplicações 
industriais, como, por exemplo, a produção do etanoato de 
etila, um flavorizante de larga aplicação. 
Em um experimento que verificava o estado de equilíbrio nos 
processos reversíveis, o etanoato de etila foi sintetizado por 
meio da seguinte reação química: 
etanoico + etanol ⇔ etanoato de etila + água 
 Admita que, nesse experimento, T= 25 ºC, P = 1 atm e 
KC= 4,00. 
Quatro amostras, retiradas aleatoriamente da mistura 
reacional, foram submetidas à análise para determinar a 
quantidade de matéria de cada uma das substâncias presentes. 
Os resultados em mol/L estão indicados na tabela abaixo: 
AMOSTRA etanoico etanol etanoato de etila água 
W 0,04 0,01 0,08 0,02 
X 0,01 0,05 0,06 0,01 
Y 0,04 0,01 0,04 0,04 
Z 0,01 0,02 0,04 0,02 
A amostra que ainda não atingiu o estado de equilíbrio é: 
a) W b) X c) Y d) Z 
 
2) (PUC-RJ - 2008) Reações químicas dependem de energia 
e colisões eficazes que ocorrem entre as moléculas dos 
reagentes. Em sistema fechado, é de se esperar que o mesmo 
ocorra entre as moléculas dos produtos em menor ou maior 
grau até que se atinja o chamado “equilíbrio químico”. 
O valor da constante de equilíbrio em função das 
concentrações das espécies no equilíbrio, em quantidade de 
matéria, é um dado importante para se avaliar a extensão 
(rendimento) da reação quando as concentrações não se 
alteram mais. 
Considere a tabela com as quantidades de reagentes e 
produtos no início e no equilíbrio, na temperatura de 100 
o
C, 
para a seguinte reação: 
 
N2O4(g) ↔ 2NO2(g) 
reagentes/produtos no início no equilíbrio 
[N2O4] 0,050 mol L
–1
 0,030 mol L
–1
 
[NO2] 0,050 mol L
–1
 0,090 mol L
–1
 
A constante de equilíbrio tem o seguinte valor: 
a) 0,13. b) 0,27. c) 0,50. d) 1,8. e) 3,0. 
 
3) (UFF). O álcool metílico (metanol) pode ser preparado, 
comercialmente, por meio da reação: 
 
 CO(g) + 2H2(g) CH3OH(g) 
 
Este composto é utilizado em carros da Fórmula Indy como 
combustível e, às vezes, por pessoas inescrupulosas, em 
bebidas alcoólicas. Neste último caso o efeito tóxico do 
metanol provoca problemas no sistema nervoso, nervos 
ópticos e retina. Os sintomas de intoxicação são violentos e 
aparecem entre nove e trinta e seis horas após sua ingestão. 
No organismo, o composto sofre oxidação, originando 
formaldeído e ácido fórmico, ambos tóxicos. O metanol tem 
ação cumulativa, pois é eliminado muito lentamente. 
Em condições de equilíbrio, à temperatura de 487,8 K, 
tem-se [H2] = 0,060 M, [CO] = 0,020 M e [CH3OH] = 0,072 M. 
Levando-se em conta estes dados os valores aproximados de 
Kc e Kp são, respectivamente: 
a) 1000 M
– 2
 e 0,625 atm
– 2
 
b) 3000 M
– 2
 e 1,875 atm
– 2
 
c) 1000 M
– 2
 e 40 atm
– 2
 
d) 77,16 M
– 2
 e 0,048 atm
– 2
 
e) 3000 M
– 2
 e 0,625 atm
– 2
 
 
4) (UFF). Considere as equações indicadaspor 1 e 2 cujas 
constantes de equilíbrio são, respectivamente, K1 e K2. 
1) SO2(g) + ½ O2(g)  SO3(g) 
2) 2 SO3(g)  2 SO2(g) + O2(g) 
Identifique a expressão que relaciona, corretamente, K1 e K2. 
a) K1
2
 = K2 b) K1 = K2
2
 c) K1 = K2 
d) K1
1/2
 = K2 e) K1
-2
 = K2 
 
5) (FUVEST). N2O4 e NO2, gases poluentes do ar, 
encontram-se em equilíbrio, como indicado: 
1 N2O4(g) 2 NO2(g) 
 
Em uma experiência, nas condições ambientes, introduziu-se 
1,50 mol de N2O4(g) em um reator de 2,0 litros. Estabelecido o 
equilíbrio, a concentração de NO2(g) foi de 0,060 mol/L. Qual 
 300 atm 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
18- VESTIBULAR 
o valor da constante, KC, em termos de concentração, desse 
equilíbrio? 
a) 2,4  10
–3 
b) 4,8  10
–3 
c) 5,0  10
–3 
d) 5,2  10
–3 
e) 8,3  10
–3 
 
6) (FUVEST). A altas temperaturas, N2 reage com O2 
produzindo NO, um poluente atmosférico: 
N2(g) + O2(g) ↔2NO(g) à temperatura de 200 kelvin, a 
constante de equilíbrio acima é igual a 4,0 x 10
-4
. Nessa 
temperatura, se as concentrações de equilíbrio de N2 e O2 
forem, respectivamente, 4,0 x 10
-3
 e 1,0 x 10
-3
 mol/L, qual 
será a de NO? 
a) 1,6 x 10
-9
 mol/L b) 4,0 x 10
-9
 mol/L 
c) 1,0 x 10
-5
 mol/L. d) 4,0 x 10
-5
 mol/L. 
e) 1,6 x 10
-4
 mol/L 
 
7) (ITA). Num recipiente de volume constante igual a 1,00 
litro, inicialmente evacuado, foi introduzido 1,00 mol de 
pentacloreto de fósforo gasoso e puro. O recipiente foi 
mantido a 250ºC e no equilíbrio final foi verificada a 
existência de 0,47 mol de gás cloro. Qual das opções abaixo 
contém o valor aproximado da constante (KC) do equilíbrio 
estabelecido dentro do cilindro e representado pela seguinte 
equação química. 
1 PC5(g) 1 PC3(g) + 1 C 2(g) 
 
a) 0,179 
b) 0,22 
c) 0,42 
d) 2,38 
e) 4,52 
 
Exercícios de Aprofundamento 
 
8) (UFRJ- 2009). A equação a seguir representa a reação 
entre o álcool etílico e o ácido acético: 
 C2H5OH + CH3COOH CH3COOC2H5 + H2O 
a) Dê o nome do éster e escreva sua fórmula estrutural 
usando a notação de bastão. 
b) Com base no gráfico a seguir, determine o tempo 
necessário para o sistema chegar ao equilíbrio e indique o 
número total de mols dos produtos nesse ponto. 
 
 
 
9) (UFF - 2012) Num recipiente de 3,0 L de capacidade, as 
seguintes pressões parciais foram medidas: N2 = 0,500 atm; 
H2 = 0,400 atm; NH3 = 2,000 atm. O H2(g) é retirado do 
recipiente até que a pressão do N2(g) na nova situação de 
equilíbrio seja igual a 0,720 atm. Com base na informação, 
pede-se: 
a) Escrever a equação balanceada, representativa da mistura 
gasosa em reação; 
b) Calcular as pressões parciais dos componentes da mistura 
gasosa, na nova situação de equilíbrio. 
 
10) (UFF - 2009) O processo industrial da síntese da amônia 
(NH3) pelo método de Haber envolve a seguinte reação 
H2(g) + N2(g) NH3(g) 
Considerando a informação acima, pede-se: 
a) equilibrar a equação; 
b) informar por meio de cálculos o número de mols, a massa 
em grama e o volume em litros de hidrogênio necessários 
para reagir com 725 L de nitrogênio, inicialmente a 740 torr e 
25 
o
C, para produzir amônia; 
c) o sentido da reação se a pressão do sistema for duplicada. 
Justifique sua resposta. 
 
11) (UERJ – 2011). Em motores de combustão interna, o 
óxido nítrico é produzido a partir da reação representada pela 
seguinte equação química: 
N2(g) + O2(g) ⇔ 2 NO(g) 
Em condições ambientes, a concentração de NO na atmosfera 
corresponde a 10
–13
 mol · L
–1
, sendo a constante de equilíbrio 
da reação, Kc, igual a 5 × 10
–31
. Entretanto, sob temperatura 
elevada, como nos motores de veículos, essa concentração é 
de 10
–5
 mol · L
–1
. Admitindo-se que não há variação nas 
concentrações de N2 e O2, calcule o valor de Kc sob 
temperatura elevada. Apresente, ainda, as fórmulas 
estruturais planas das moléculas apolares presentes na 
equação química. 
 
12) (PUC-RJ - 2008) ara a síntese do metanol, foram 
utilizadas as seguintes concentrac ões das espécies em 
quantidade de matéria: [CO] = 1,75 mol L
−1
, [H2] = 0,80 mol 
L
−1
 e [CH3OH] = 0,65 mol L
−1
 
Ao se atingir o equilíbrio químico, numa dada temperatura, 
constatou-se que a concentrac ão da espécie CO, em 
quantidade de matéria, estabilizou em 1,60 mol L
−1
. 
CO(g) + 2H2(g) ⇔ CH3OH(g) 
Pede-se: 
a) a expressão da constante de equilíbrio em func ão das 
concentrac ões das espécies em quantidade de matéria; 
b) o valor numérico da constante de equilíbrio mostrando o 
encaminhamento por meio dos c lculos necess rios; 
c) o sentido que a reac ão se desloca quando se aumenta a 
concentrac ão de monóxido de carbono. 
 
13) (UFRJ - 2000). A reação entre um ácido carboxílico e 
um álcool é chamada de esterificação e pode ser 
genericamente representada pela equação a seguir: 
 
a) Explique por que a adição de um agente desidratante 
aumenta a formação de éster. 
b) Em um recipiente de 1 litro, foram adicionados 1 mol de 
ácido e 1 mol de álcool. 
Sabendo que nestas condições Kc = 4, calcule a concentração 
de éster no equilíbrio. 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 19 
c) Se R é o radical propil e R. é o radical isopropil, dê o nome 
do éster formado. 
 
14) (UFRJ - 2000). Um método de produção de cianeto de 
hidrogênio é a nitrogenação do acetileno em fase gasosa, de 
acordo com a equação: 
 
O diagrama a seguir indica os valores das concentrações (em 
mol / L) dos compostos N2, C2H2 e HCN em equilíbrio, a 
várias temperaturas diferentes e mostra que a temperaturas 
distintas correspondem diferentes condições de equilíbrio. 
 
 
a) Determine a constante de reação Kc da equação de 
formação de HCN, à temperatura de 300ºC. 
b) Explique por que a reação de produção de HCN é 
endotérmica. 
 
15) (UFF – 2001). Em um recipiente, com 1,0 L de 
capacidade, foram colocados 4 mols de H2 e 4 mols de Cl2, 
ambos gasosos. Em seguida, o recipiente foi aquecido a uma 
temperatura T, em que se estabeleceu o equilíbrio: 
H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g) 
 
a) Determine as concentrações de todas as espécies químicas 
no equilíbrio, sabendo que, à temperatura T, Kc = 0,25. 
b) Calcule o valor de Kc da equação inversa. 
c) Mantida a temperatura T, descreva o que se observa na 
situação de equilíbrio e no valor de Kc, com o aumento da 
concentração de Cl2(g). 
 
16) (UFF - 2004). Em um recipiente de aço inox com 
capacidade de 1,0 L foram colocados 0,500 mol de H2 e 
0,500 mol de I2. A mistura alcança o equilíbrio quando a 
temperatura atinge 430 ºC. 
Calcule as concentrações de H2, I2 e HI na situação de 
equilíbrio, sabendo-se que KC para a reação 
H2(g) + I2(g) 2HI(g) 
 
é igual a 49,0 na temperatura dada. 
 
 
CAPÍTULO 3- Gabaritos 
 
1) B 2) B 3) A 4) E 5) C 6) D 7) C 
8) a) O nome do éster é etanoato de etila e sua fórmula 
estrutural, usando a notação de bastão, é dada por: 
 
 
 
b) Um sistema atinge o equilíbrio químico quando as 
concentrações de reagentes e produtos tornam-se constantes; 
de acordo com o gráfico, isso ocorre no instante igual a 4 
minutos. A curva vermelha, por ser ascendente, indica 
formação de produtos (éster e água) e a curva azul, por ser 
descendente, indica consumo de reagentes (álcool e ácido 
carboxílico). Uma vez que a proporção estequiométrica é de 
1 : 1 : 1 : 1, a quantidade molar de cada reagente consumido é 
igual à quantidade molar de produto formado. De acordo com 
o gráfico, temos 0,65 mol para cada produto, ou 1,3 mol, se 
considerarmos a quantidade de água e de éster formado. 
 
9) a) N2(g) + 3H2(g) ⇔ 2NH3(g) 
b) Para o equilíbrio acima, tem-se: 
Kp = p
2
NH3/pN2p
3
H2 
Kp = 125,00 atm
–2
 = 1,25 x 10
2
 atm
–2 
 
Considerando que a quantidade de H2(g) removida do sistema 
é conhecida, pode-se escrever que na nova situação deequilíbrio pH2 = x. A remoção de H2(g) faz com o equilíbrio 
se desloque para a esquerda, produzindo mais N2(g) e, 
portanto, aumentando a pressão de N2(g). Na nova situação de 
equilíbrio pN2 = 0.720 atm. Consequentemente, a pressão de 
N2 foi aumentada em 0.220 atm. O balanço da equação indica 
que dois mols de NH3 são usados na produção de um mol de 
N2. A pNH3 deve diminuir em proporção ao decréscimo de 
sua concentração molar. A pNH3 deve por isso decrescer por 
uma fator de 2 a quantidade que foi aumentada a pN2. Assim: 
pNH3 = 2,000 – (2 x 0,220) = 1,560 atm 
Logo, pode-se montar uma tabela que apresenta as pressões 
iniciais (após remoção de H2(g), porém antes de a reação 
iniciar o deslocamento para restaurar o equilíbrio) e as 
pressões na nova situação de equilíbrio: 
 pN2 pH2 pNH3 
pressão inicial (atm) 0,500 – 2,000 
pressão de equilíbrio (atm) 0,720 x 1,560 
Para calcular pH2 na nova situação de equilíbrio basta fazer: 
Kp = p
2
NH3/pN2p
3
H2 = 125 atm
–2 
 
x = 0,300 atm
3 
10) a) 3:1:2 
b) 1 atm 760 torr 
 x 740 torr 
x = 0,974 atm 
1 mol de N2(g) 3 mol de H2(g) 
28,8 y 
y = 86,3 mol de H2(g) 
1 mol de H2(g) 2 g de H2(g) 
86,4 z 
z = 172,7 g de H2(g) 
 
 
 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
20- VESTIBULAR 
c) O aumento da pressão desloca a posição de equilíbrio no 
sentido do menor número de mols. O equilíbrio é deslocado 
para a direita. 
11) Em condições ambientes: Kc = 5 × 10
−31
 e [NO] = 10
−13
, 
logo [N2] × [O2] = 2 × 10
4 
Sob temperatura elevada: [NO] = 10
−5
 e [N2] × [O2] = 2 × 
10
4
, logo Kc = 5 × 10
−15
 
12) a) 1, 2 e 1 
b) 
1 mol de CO reage com 2 mols de H2 e forma 1 mol CH3OH. 
 e, no equilíbrio, restou 1, mol de CO, então, 1,75 – 1,60 
foi o que dele reagiu; ou seja, 0,15 mol de CO reagiu com 2 × 
0,15 mol de H2 e formou 0,15 mol de CH3OH. 
Ao se atingir o equilíbrio químico, passamos a ter: 
[CO] = 1,60 mol L
–1
 [H] = 0,80 – 0,30 = 0,50 mol L
–1
 e 
[CH3OH] = 0,65 + 0,15 = 0,80 mol L
–1
 
Kc = 2 mol/L 
c) Um aumento de concentrac ão de reagente no 1.
o
 membro 
desloca a reac ão para o 2.
o
 membro; assim, um aumento de 
concentrac ão de CO desloca a reac ão para o sentido de 
formac ão do CH3OH. 
13) a) A espuma forma uma camada que isola o combustível do 
comburente ( oxigênio), impedindo a reação 
de combustão. 
b) H2SO4 + 2 NaHCO3Na2SO4 + 2 CO2 + 2 H2O 
c) O bicarbonato de sódio é um sal formado por um ácido fraco 
e uma base forte. 
14) a) Kc = [HCN] 
2
/[ N2] [C2H2] = 0,1
 2
/1 x 2= 0,005 
b) A reação é endotérmica porque um aumento de 
temperatura leva a um aumento na concentração de HCN no 
equilíbrio. 
 
15) a) [HCℓ] = 1, M [H2] = [Cℓ2] = 3,2 M 
b) Kc = 4,0 
 
16) [H2] = [I2] = 0,50 - 0,39 = 0,11M 
[HI] = 2 x 0,39 = 0,78 M 
 
CAPÍTULO 4 
 
DESLOCAMENTOS DE EQUILÍBRIO – 
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
 
Deslocamento de Equilíbrio 
Já sabemos que toda reação química reversível tende a um 
equilíbrio em que as velocidades da reação direta e inversa 
são iguais: 
Reagentes Produtos 
onde: V1=V2 
Em consequência, as concentrações de cada substância 
presente no equilíbrio permanecem inalteradas. Qualquer 
fator que altere esta condição (v1 = v2) desequilibra a reação, 
até se atingir um novo equilíbrio, no qual as concentrações 
dos reagentes e produtos se modificaram em relação aos 
valores originais. 
Em resumo, podemos dizer que deslocar o equilíbrio 
significa provocar diferença nas velocidades das reações 
direta e inversa, e, consequentemente, modificações nas 
concentrações das substâncias, até que um novo estado de 
equilíbrio seja atingido. 
Se, no novo equilíbrio, a concentração dos produtos for maior 
que a concentração original, dizemos que houve 
deslocamento para a direita (sentido de formação dos 
produtos), já que v1 foi maior que v2: 
Reagentes Produtos 
No entanto, se a concentração dos reagentes for maior do que 
na situação anterior de equilíbrio, dizemos que houve 
deslocamento para a esquerda (sentido de formação dos 
reagentes), já que v2 foi maior que v1: 
Reagentes Produtos 
Em 1884, Le Chatelier enunciou o princípio geral que trata 
dos deslocamentos dos estados de equilíbrio, que ficou 
conhecido como Princípio de Le Chatelier. 
“Quando uma força externa age sobre um sistema em 
equilíbrio, este se desloca, procurando anular a ação da força 
aplicada.” 
As forças capazes de deslocar o equilíbrio químico são: 
a) pressão sobre o sistema; 
b) temperatura; 
c) concentração dos reagentes ou produtos. 
1. Concentração dos Participantes do Equilíbrio 
Um aumento na concentração de qualquer substância 
(reagentes ou produtos) desloca o equilíbrio no sentido de 
consumir a substância adicionada. O aumento na 
concentração provoca aumento na velocidade, fazendo com 
que a reação ocorra em maior escala no sentido direto ou 
inverso. 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 21 
Diminuindo a concentração de qualquer substância 
(reagentes ou produtos) desloca-se o equilíbrio no sentido de 
refazer a substância retirada. A diminuição na concentração 
provoca uma queda na velocidade da reação direta ou 
inversa, fazendo com que a reação ocorra em menor escala 
nesse sentido. 
Exemplos 
1
o
) 2 CO(g) + O2(g) 2 CO(g) 
O aumento na concentração de CO ou O2 provoca aumento 
em v1, fazendo com que v1 > v2; portanto, o equilíbrio 
desloca-se para a direita. 
A diminuição na concentração de CO ou O2 provoca queda 
em v1, fazendo com que v1 ) e 
diminuição para exotérmicas (ΔHnecessidades 
energéticas futuras dependerá certamente do 
desenvolvimento de tecnologias para aproveitar a energia 
solar com maior eficiência. A energia solar é a maior fonte de 
energia mundial. Num dia ensolarado, por exemplo, 
aproximadamente 1 kJ de energia solar atinge cada metro 
quadrado da superfície terrestre por segundo. No entanto, o 
aproveitamento dessa energia é difícil porque ela é diluída 
(distribuída por uma área muito extensa) e oscila com o 
horário e as condições climáticas. O uso efetivo da energia 
solar depende de formas de estocar a energia coletada para 
uso posterior. 
BROWN, T. Química a Ciência Central. São Paulo: Pearson 
Prentice Hall, 2005. 
 Físico – Química VOLUME 2 .o. 
 
22- VESTIBULAR 
Atualmente, uma das formas de se utilizar a energia solar tem 
sido armazená-la por meio de processos químicos 
endotérmicos que mais tarde podem ser revertidos para 
liberar calor. Considerando a reação: 
CH4(g) + H2O(v) + calor ↔ CO(g) + 3H2(g) 
e analisando-a como potencial mecanismo para o 
aproveitamento posterior da energia solar, conclui-se que se 
trata de uma estratégia 
a) insatisfatória, pois a reação apresentada não permite que a 
energia presente no meio externo seja absorvida pelo sistema 
para ser utilizada posteriormente. 
b) insatisfatória, uma vez que há formação de gases poluentes 
e com potencial poder explosivo, tornando-a uma reação 
perigosa e de difícil controle. 
c) insatisfatória, uma vez que há formação de gás CO que 
não possui conteúdo energético passível de ser aproveitado 
posteriormente e é considerado um gás poluente. 
d) satisfatória, uma vez que a reação direta ocorre com 
absorção de calor e promove a formação das substâncias 
combustíveis que poderão ser utilizadas posteriormente para 
obtenção de energia e realização de trabalho útil. 
e) satisfatória, uma vez que a reação direta ocorre com 
liberação de calor havendo ainda a formação das substâncias 
combustíveis que poderão ser utilizadas posteriormente para 
obtenção de energia e realização de trabalho útil. 
 
2) (ENEM – 2010). Às 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(l) ⇔ H2CO3(aq) 
 A alteração do equilíbrio anterior, relacionada ao vazamento 
do refrigerante nas condições descritas, tem como 
consequência a 
a) liberação de CO2 para o ambiente. 
b) elevação da temperatura do recipiente. 
c) elevação da pressão interna no recipiente. 
d) elevação da concentração de CO2 no líquido. 
e) formação de uma quantidade significativa de H2O. 
 
3) (ENEM – 2010). O pH do solo pode variar em uma faixa 
significativa devido a várias causas. Por exemplo, o solo de 
áreas com chuvas escassas, mas com concentrações elevadas 
do sal solúvel carbonato de sódio (Na2CO3), torna-se básico 
devìdo à reação de hidrólise do íon carbonato, segundo o 
equilíbrio: 
CO3(aq)
2- 
+ H2O(l) ⇔ HCO3(aq)
- 
+ OH(aq)
- 
Esses tipos de solos são alcalinos demais para fins agrícolas e 
devem ser remediados pela utilização de aditivos químicos. 
BAIRD, C. Química ambiental. São Paulo: Artmed, 1995 
(adaptado). 
Suponha que, para remediar uma amostra desse tipo de solo, 
um técnico tenha utilizado como aditivo a cal virgem (CaO). 
Nessa caso, a remediação 
a) foi realizada, pois o caráter básico da cal virgem promove 
o deslocamento do equilíbrio descrito para a direita, em 
decorrência da elevação do pH do meio. 
b) foi realizada, pois o caráter ácido da cal virgem promove o 
deslocamento do equilíbrio descrito para a esquerda, em 
decorrência da redução de pH do meio. 
c) não foi realizada, pois o caráter ácido da cal virgem 
promove o deslocamento do equilíbrio descrito para a direita, 
em decorrência da redução de pH do meio. 
d) não foi realizada, pois o caráter básico da cal virgem 
promove o deslocamento do equilíbrio descrito para a 
esquerda, em decorrência da elevação de pH do meio. 
e) não foi realizada, pois o caráter neutro da cal virgem 
promove o deslocamento do equilíbrio descrito para a 
esquerda, em decorrência da manutenção do pH do meio. 
 
4) (ENEM – 2011).Os refrigerantes têm-se tornado cada vez 
mais o alvo de políticas públicas de saúde. Os de cola 
apresentam ácido fosfórico, substância prejudicial à fixação 
de cálcio, o mineral que é o principal componente da matriz 
dos dentes. A cárie é um processo dinâmico de desequilíbrio 
do processo de desmineralização dentária, perda de minerais 
em razão da acidez. Sabe-se que o principal componente do 
esmalte do dente é um sal denominado hidroxiapatita. O 
refrigerante, pela presença da sacarose, faz decrescer o pH do 
biofilme (placa bacteriana), provocando a desmineralização 
do esmalte dentário. Os mecanismos de defesa salivar levam 
de 20 a 30 minutos para normalizar o nível do pH, 
remineralizando o dente. 
A equação química seguinte representa esse processo: 
 
 
GROISMAN, S. Impacto do refrigerante nos dentes é 
avaliado sem tirá-lo da dieta. Disponível em: 
http://www.isaude.net. 
Acesso em: 1 maio 2010 (adaptado). 
Considerando que uma pessoa consuma refrigerantes 
diariamente, poderá ocorrer um processo de desmineralização 
dentária, devido ao aumento da concentração de 
a) OH
–
 que reage com os íons Ca
2+
, deslocando o equilíbrio 
para a direita. 
b) H
+
, que reage com as hidroxilas OH
–
, deslocando o 
equilíbrio para a direita. 
c) OH
–
, que reage com os íons Ca
2+
, deslocando o equilíbrio 
para a esquerda. 
d) H
+
, que reage com as hidroxilas OH
–
, deslocando o 
equilíbrio para a esquerda. 
e) Ca
2+
, que reage com as hidroxilas OH
–
, deslocando o 
equilíbrio para a esquerda. 
 
5) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2002). Durante uma aula 
prática de química, para demonstrar o deslocamento do 
estado de equilíbrio, um professor utilizou um sistema 
fechado em equilíbrio, conforme a equação: 
 
As duas variáveis que provocaram a progressiva diminuição 
na intensidade da coloração castanha estão indicadas em: 
 Físico – Química VOLUME 2 .o 
 
 VESTIBULAR - 23 
a) adição de catalisador – aumento da pressão 
b) aumento do volume – aumento da temperatura 
c) adição de catalisador – aumento da temperatura 
d) imersão em banho de gelo – aumento da pressão 
 
6) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2005). A equação 
química, a seguir, representa uma das etapas da obtenção 
industrial do ácido sulfúrico. 
 
Medindo-se as concentrações de cada substância desta reação 
em função do tempo, sob temperatura constante, obtém-se o 
seguinte gráfico: 
 
Após ter sido atingido o estado de equilíbrio, foram retiradas 
quatro amostras desse sistema, mantendo-se constantes as 
condições de equilíbrio. Cada uma dessas amostras foi 
submetida a uma ação diferente. 
Observe, a seguir, os gráficos que representam os resultados 
obtidos em cada amostra. 
 
Os resultados das ações de aquecimento e de adição de 
catalisador estão indicados, respectivamente, pelos gráficos 
de números: 
a) I e III b) I e IV c) II e IV d) III e II 
 
7) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2006). Numa aula 
experimental, foram preparadas quatro soluções eletrolíticas 
com a mesma concentração de soluto e as mesmas condições 
adequadas para o estabelecimento de um estado de equilíbrio. 
 
A seguir, cada uma dessas soluções foi submetida a um teste 
de condutividade elétrica. Observe abaixo o esquema do teste 
realizado. 
 
A solução na qual a posição de equilíbrio está 
acentuadamente deslocada no sentido 2, e provocará, quando 
submetida ao teste, menor intensidade luminosa da lâmpada, 
é a de número: 
a) I b) II c) III d) IV 
 
8) (UERJ – QUALIFICAÇÃO – 2012). O monóxido de 
carbono, formado na combustão incompleta em