Exercícios_Equilíbrio Químico_Unificado_Atualizado

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Lista 1 - Exercícios de Equilíbrio Químico 
1– Adiciona-se iodeto de hidrogênio (HI) em um recipiente a 458 0C. O HI se dissocia 
formando H2 e I2. Depois de estabelecido o equilíbrio a esta temperatura, são tomadas 
amostras que são analisadas. A [HI] encontrada é 0,421 mol L-1, enquanto [H2] e [I2] são 
ambos 6,04 x 10-2 mol L-1. Calcule o valor da constante de equilíbrio para a dissociação 
de HI a 458 0C. [R: 2,06 x 10-2] 
2 – O valor de Kc para o equilibrio PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) é 0,0211 a 160 0C. Na 
experiência, à mesma temperatura e após o equilibrio encontram-se as seguintes 
concentrações das espécies gasosas: [PCl3] = 0,0466 mol L-1 e [Cl2] = 0,0123 mol L-1. 
Calcule [PCl5]. [R: 0,0272 mol/L] 
3 – Em 760 0C, Kc = 33,3 para a reação PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g). Se uma mistura 
de 0,200 mol PCl5 e 0,600 mol PCl3 é colocada em um balão de 4,0 L e aquecida até 
760 0C, qual a concentração dos reagentes e dos produtos no equílibrio? 
4 – HI, H2 e I2 são todos colocados num recipiente a 458 0C. No equilibrio, [HI] = 0,360 
mol L-1 e [I2] = 0,150 mol L-1. Qual é a concentração de equilíbrio de [H2] nesta 
temperatura? (Kc para 2HI(g) H2(g) + I2(g) é igual a 2,06 x 10-2 a 458 0C). 
[R: 0,0178 mol/L] 
5 – Coloca-se 1,00 mol de PCl5, 1,00 mol de PCl3 e 1,00 mol de Cl2 num recipiente de 
2,00 L a 160 0C. Qual é a concentração de cada substância depois de estabelecido o 
equilíbrio? [Kc para PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) é 0,0210 a esta temperatura] 
R: [PCl5] = 0,865 mol/L, [PCl3] = [Cl2] = 0,135 mol/L 
6 – A constante de equilíbrio Kc para 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) é 249 a uma dada 
temperatura. Uma análise do conteúdo do recipiente que contém estes três 
componentes, nesta temperatura, deu o seguinte resultado: [SO3] = 2,62 M, [SO2] = 
0,149 M e [O2] = 0,449 M. O sistema está em equilíbrio? 
[R: Não está em equilíbrio, Q = 6,87 x 102, logo a reação ainda está se deslocando 
preferencialmente no sentido de formação dos ] 
 
7 – Dado o sistema em equilíbrio, responda: 
N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g) ∆H = -22 kcal 
a) Aumentando a temperatura, em que sentido o equilíbrio se deslocará, Justifique 
a tua resposta. 
b) Diminuindo a temperatura, em que sentido o equilíbrio se deslocará? Justifique 
a tua resposta. 
8 – Verifique se as seguintes afirmações estão certas ou erradas. Se estiverem erradas, 
explique por quê? 
(a) Uma reação pára quando atinge o equilíbrio. 
(b) Uma reação em equilíbrio não é afetada pelo aumento da concentração de 
produtos. 
(c) Em uma reação de equilíbrio, a reação inversa começa assim que os produtos 
se formam; 
(d) Se fizermos uma reação ocorrer mais rapidamente, podemos aumentar a 
quantidade do produto no equilíbrio. 
9 – Defina o principio de Le Chatelier 
10 – Explique as principais características da constante de equilibrio K. 
11 – Cite a única variável que pode alterar o valor da constante de equilibrio de uma 
reação. 
12 – Calcule o pH de uma solução na qual a concentração hidrogêniônica é: (a) 1,00 M; 
(b) 1,60 x 10-4 M (c) 9,00 x 10-7 M e d) 6,40 x 10-11M. (Para soluções muito diluídas é 
necessário levar em consideração a contribuição da água na concentração do íon 
hidróxido ou dos íons hidrônio. Explique por que é necessário considerar esta 
contribuição). [R: a) 0,0; b)3,79; c)6,04; d)10,2] 
13 – Determine a concentração hidrogeniônica e a concentração de íons hidroxila em 
uma solução que tem um pH de: (a) 4,62; (b) 7,97; (c) 9,41 e (d) 13,58. 
[R em mol/L: (a) [H+] = 2,40 x 10-5 e [OH-] = 4,17 x 10-10 ; (b) [H+] = 1,07 x 10-8 e [OH-] = 
9,34x 10-7 ; (c) [H+] = 3,89 x 10-10 e [OH-] = 2,57 x 10-5 e (d) [H+] = 2,63 x 10-14 e [OH-] = 
0,38 ] 
14 – Uma solução de ácido acético (H3CCOOH) em água tem uma concentração de 
acetato de 3,64 x10-3 M. Qual é o pH da solução? Dado: Ka = 1,75 x 10-5 [R: 3,60] 
15 – Qual a percentagem de dissociação em: 
a) H3CCOOH 0,35 M; b) H3CCOOH 0,035 M c) H3CCOOH 0,00035 M 
Explique as diferenças encontradas nestas três soluções. 
[R: (a) 0,71 %; (b) 2,2 % e (c) 22 %] 
16 – Calcule o pH das seguintes soluções aquosas: 
a) CH3COONa 0,25 M (KaH3CCOOH = 1,8 x 10-5); 
b) NaCN 0,250 M (KaHCN = 4,00 x 10-10) 
c) NH4Cl 0,25 M (KaNH4
+ = 1,8 x10-5) 
[R: (a) pH = 9,1; (b) pH = 11,4; (c) pH = 2,7] 
17 – Suponha que 0,23 mols de um ácido monoprótico desconhecido sejam dissolvidos 
em água suficiente para preparar 2,55 litros de solução. Se o pH da solução é 3,62, qual 
é a constante de dissociação do ácido? [R: Ka = 6,40 x 10-7] 
18 – Prepara-se uma solução dissolvendo-se NH3 em água. Se o pH da solução é 10,9, 
qual é a concentração do íon NH4
+? [R: 7,94 x 10-4 M] 
19 – Quanto (em número de mols) de NaOH precisa ser adicionado a 475 mL de água 
para se obter uma solução cujo pH seja 10,90? Considere que a adição de NaOH não 
vai alterar o volume da água. [R: 3,77 x 10-4 mols] 
20 – Calcule as concentrações de todas as espécies moleculares e iônicas dissolvidas 
nas seguintes soluções: (a) HCN 1,20 M (KaHCN = 4,00 x 10-10); b) H2CO3 1,20 M (Ka1 
= 4,20 x10-7 e Ka2 = 5,6 x 10-11) 
[R: (a) [H+] = [CN-] = 2,19 x 10-5 e [HCN] ≈ 1,20 mol/L; (b) [H2CO3] ≈ 1,20 mol/L; [H+] = 
[HCO3
-] = 7,10 x 10-4 e [CO3
2-] = 5,6 x 10-11 mol/L] 
21 – Suponha que 0,23 mols de um ácido monoprótico desconhecido sejam dissolvidos 
em água suficiente para preparar 2,55 litros de solução. Se o pH da solução é 3,62, qual 
é a constante de dissociação do ácido? [R: Ka = 6,4 x 10-7] 
22 – Classifique cada uma das seguintes soluções 1 M, conforme seu caráter ácido, 
básico ou neutro. Escreva uma ou mais equações justificando cada resposta: (a) NH4Cl; 
(b) KCN; (c) Na2SO3; (d) NH4CN; (e) KBr. 
23 – O pH de uma solução 1,0 M de nitrito de sódio, NaNO2 é 8,65. Calcule Ka para o 
ácido nitroso, HNO2. (R: 5,0 x 10-4) 
24 – Suponha que 215 mL de solução contenham 0,10 mols de H3CCOOH. (a) Qual é 
o pH da solução (KaH3CCOOH = 1,8 x 10-5)? (b) Qual é o pH depois da adição de 0,12 mol 
de H3CCOONa? (Suponha que não houve variação de volume.) (c) Qual é o pH se forem 
adicionados à solução original 0,050 mols de NaOH? (Suponha que não há variação de 
volume.) [R: a) 2,54; b) 4,82 e c) 4,7] 
25 – Calcule o pH de uma solução obtida pela mistura de volumes iguais de: (a) água e 
HCl 0,020 M; (b) HCl 0,020 M e NaOH 0,020 M e (c) HCl 0,020 M e NaOH 0,040 M. 
26 – Coloque em ordem decrescente de concentração: H+, HSO3
-, H2SO3, SO3
2- e OH- 
em solução 1 M de H2SO3. 
27 – Qual é o pH de uma solução de NaOH 2,00 x 10-8 mol/L? (Sugestão: em uma 
solução diluída, você deve considerar a contribuição da água na concentração do íon 
hidróxido). (R: 7,04). 
28 – Calcular o pH resultante da solução quando 20,00 mL de HCl 0,2000 mol/L é 
misturado com 25,0 mL de: a)Água destilada; b) AgNO3 0,132 mol/L (KbAgOH = 2 x 
10-8); c) NaOH 0,132 mol/L; d) NH3 0,132 mol/L e e) NaOH 0,232 mol/L 
R: a) 1,05; b) 1,05; c) 1,81; d) 1,81; e) 12,60 
29 – Qual é o pH resultante da solução quando 0,102 g de Mg(OH)2 é misturado com 
a) 75,00 mL de HCl 0,0600 mol/L? 
b) 15,00 mL de HCl 0,0600 mol/L? 
c) 20,00 mL de H2SO4 0,08 mol/L? 
d) 30,00 mL de MgCl2 0,0600 mol/L? 
e) 15 mL de NaOH 0,08 mol/L? 
R: (a) 1,88; (b) 13,2; (c) 12,2; (d) 13,1 e (e) 13,5 
Atenção: Cuidado com os arredondamentos antes da resposta final, pois podem 
gerar um valor diferente de pH 
30- A solubilidade de sulfato de cálcio em água é 4,9 x 10-3 mol/L a 25 °C. Calcule o 
valor de Kps para o CaSO4 a esta temperatura. [R: 2,4 x 10-5] 
31- O produto de solubilidade do iodeto de prata, AgI, é 8,5 x 10-7 a 25 °C. Qual é a 
solubilidade do AgI em água a esta temperatura? 
32 – Em uma solução saturada de fluoreto de magnésio, MgF2, em água, [Mg2+] = 2,7 
x10-3 mol/L. Qual é o Kps do MgF2? 
33 - O produto de solubilidade do brometo de prata é 5,2×10-13. Se a solução contém 
2,0×10-2 mol de Br-, qual será a máxima concentração de íons Ag+
(aq) necessária para 
não precipitar o brometo de prata (AgBr)? 
34 – 0,10 mol de NaOCl é dissolvido em 0,500 L de umasolução 0,20 mol/L de HOCl. 
Se o volume final é 0,500 L, qual a concentração de cada espécie de soluto e qual a 
percentagem de dissociação do HOCl na solução resultante? (Ka para HOCl é 3,2 x 10-
8) 
R: [HOCl] = 0,20 mol/L; [H+] = 3,2 x 10-8 mol/L; [OCl-] = [Na+] = 0,20 mol/L; %diss = 1,6 
x 10-5 % 
35 - Qual é o pH das seguintes misturas: 
a) 25 mL de KOH 0,10 mol/L com 20 mL de HNO3 0,20 mol/L (25°C)? 
b) 25 mL de NaOH 0,10 mo/L com 25 mL de HCl 0,050mol/L 
36 - 10,0 mL de NaOH 0,10 mol/L são titulados com HCl 0,10 mol/L. Calcule o pH da 
solução depois da adição de: (a) 1,0 mL; (b) 5,0 mL, (c) 9,0 mL, (d) 9,9 mL e (e) 10,0 
mL do HCl 
37 - Qual é o pH de cada um dos seguintes tampões: (a) HC2H3O2 0,40 mol/L + 
NaC2H3O2 0,40 mol/L? (b) NH3 0,70 mol/L + NH4NO3 0,70 mol/L? (c) NaHCO3 0,10 mol/L 
+ Na2CO3 0,10 mol/L? [R: (a) 4,7; (b) 9,3 e (c) 10,3] 
38 – Kps para CaF2 é 3,9 x10-11 a 25 /C. Supondo que CaF2 dissocie-se completamente 
e que ao se dissolver não exista outros equilíbrios importantes afetando as 
solubilidades, calcule a solubilidade de CaF2 em mols/L e em gramas por litro. [R: 
2,1X10-4 mol/L] 
39 – Qual é a solubilidade molar do fosfato de cálcio, dado que Kps = 2,0 x 10-33? 
40 – O Kps do Ca3(PO4)2 é 2,0 x 10-33. Determine sua solubilidade molar em (NH4)3PO4 
0,10 mol/L. Compare sua resposta à solubilidade molar do Ca3(PO4)2 em água, que foi 
calculada no problema 6. Explique o porquê das diferenças encontradas. É importante 
comentar que o (NH4)3PO4 é muito solúvel em água, portanto, nessa concentração, 
pode-se considerar que este sal se encontra completamente dissolvido em solução. 
41 - A solubilidade do sulfato de chumbo II (PbSO4) em água a 18oC é de 0,041 g/L. A 
constante do produto de solubilidade do sulfato de chumbo a 18oC é: 
Dados: S = 32; O = 16; Pb = 207 
 
41 –Escreva as equações de dissociações pertinentes, calcule a concentração molar, o 
pH e o grau de dissociação da base nas seguintes soluções aquosas: 
a) NH3 0,25 mol/L 
b) 50 mL de NH3 0,25 mol/L + 50 mL de NH4Cl 0,25 mol/L 
Explique as diferenças encontradas com relação ao valor de pH calculado e com relação 
ao grau de dissociação. KaNH4
+ = 5,55 x 10-10