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Apostila de Química Termoquimica

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Cursinho Pré-Universitário Popular – UFJF Professora Camila Talarico Química III 
63 
 
1. TERMOQUÍMICA 
 
A energia é um assunto de grande 
importância não apenas nos meios científicos, 
mas também para a sociedade em geral. 
Entre as fontes energéticas mais 
importantes estão os combustíveis, substâncias 
que ao sofrerem combustão, liberam energia na 
forma de calor. 
Grande parte dos processos utilizados 
para obter energia provoca sérios problemas 
ambientais. No entanto, do conhecimento cada 
vez maior a respeito do fluxo de energia e dos 
fenômenos energéticos podem resultar novas 
formas de obter energia. 
A busca por fontes energéticas menos 
poluentes, ou até mesmo não poluentes, é uma 
das prioridades das pesquisas na área da 
termoquímica. 
 
1. Calor 
 
O conceito científico de calor relaciona-se 
com a diferença de temperatura entre dois 
sistemas. O calor é o processo de transferência 
de energia de um sistema, a uma temperatura 
mais alta, para outro, a uma temperatura mais 
baixa. Quanto maior a diferença de calor entre os 
dois sistemas, maior a quantidade de calor 
transferida. 
Quando aquecido, a quantidade de calor que 
um corpo pode receber depende da diferença de 
temperatura entre o corpo e a fonte de calor, do 
calor específico do material de que é feito o corpo 
e de sua massa. 
 
Q = m . c . ∆T 
 
É usual expressar quantidade de calor em 
calorias (cal). Caloria é a quantidade de energia 
necessária para elevar em 1ºC a temperatura de 
1 grama (o equivalente a 1 mililitro) de água. 
Pode-se expressar quantidade de calor 
também em joule, lembrando que 1 cal = 4,184 J. 
 
2. Processos endotérmicos e 
exotérmicos 
 
A formação e a ruptura de ligações envolvem 
a interação da energia com a matéria. Assim 
como na mudança de estados físicos, as 
transformações da matéria ocorrem com 
absorção ou liberação de energia. 
São dois os processos em que há troca de 
energia na forma de calor: 
 
- Processo exotérmico: o sistema libera calor e o 
ambiente é aquecido. 
 
Queima de velas e condensação da água 
 
- Processo endotérmico: o sistema absorve calor 
e o ambiente se resfria. 
 
 
Cozimento de alimentos e bolsa de gelo instantânea 
 
3. Entalpia e variação de entalpia 
 
Nas reações químicas e nas 
transformações físicas, a quantidade de calor 
liberada ou absorvida é conhecida como calor de 
reação. Os calores de reação representam a 
variação de entalpia (∆H) do sistema, quando os 
processos ocorrem à pressão constante. 
A entalpia (H) de um sistema está 
relacionada à sua energia interna e, na prática, 
não pode ser determinada. Entretanto consegue-
se medir a variação de entalpia (∆H) de um 
processo através de aparelhos chamados 
calorímetros. 
O cálculo da variação de entalpia é dado 
pela expressão genérica: 
 
∆H = Hfinal – Hinicial 
 
ou 
 
∆H = Hprodutos - Hreagentes 
 
- Reações endotérmicas: R + calor  P 
 
 
Nesse caso, há absorção de calor no 
processo, portanto a Hprodutos é maior do que a 
Hreagentes e ∆H é positivo. 
 
Cursinho Pré-Universitário Popular – UFJF Professora Camila Talarico Química III 
64 
 
- Reações exotérmicas: R  P + calor 
 
 
Nesse caso há liberação de calor, 
portanto a Hprodutos é menor do que a Hreagentes e 
∆H é negativo. 
 
4. Entalpia e estados físicos 
 
As mudanças de estado físico de uma 
substância também envolvem trocas de calor. A 
quantidade de energia envolvida está relacionada 
com as modificações nas atrações entre as 
partículas da substância, ou seja, com as 
interações intermoleculares. 
 
http://tomdaquimica.zip.net/arch2010-12 26_2011-01-01.html 
 
Na fusão e na vaporização, as interações 
moleculares são reduzidas, a entalpia da 
substância aumenta caracterizando processos 
endotérmicos. 
Na liquefação há formação de interações 
moleculares do estado líquido e na solidificação 
as interações moleculares ficam mais intensas. A 
entalpia da substância diminui, caracterizando um 
processo exotérmico. 
 
5. Equações termoquímicas 
 
Nas equações termoquímicas devem ser 
indicados todos os fatores que influem nas 
variações de entalpia das reações. Por isso 
devem ser destacados aspectos como o estado 
físico dos reagentes e dos produtos, os 
coeficientes estequiométricos, as variedades 
alotrópicas, a temperatura e a pressão, bem 
como o ∆H do processo. 
 
Exemplo: 
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = -394kJ (a 25°C, 1 atm) 
 
 Com o intuito de fazer comparações entre 
processos, foi criado um referencial: a entalpia-
padrão (∆H°). A entalpia-padrão é utilizada 
quando a variação da entalpia da reação é 
determinada no estado-padrão das substâncias 
(forma mais estável, a 25°C, sob pressão de 1 
atm para os gases e na concentração de 1 mol/L 
em soluções). 
 É importante considerar que: 
- O valor de ∆H é diretamente proporcional às 
quantidades de reagentes e de produtos que 
aparecem na equação termoquímica. 
- Quando uma reação ocorre no sentido contrário 
ao indicado na equação química, se a reação 
direta for exotérmica, a inversa será endotérmica, 
e vice-versa. 
 
6. Entalpia das reações químicas 
 
6.1. Entalpia de combustão 
 
A entalpia de combustão, ∆Hc°, é a variação 
de entalpia na combustão completa de 1 mol de 
uma substância no estado-padrão. 
Reações de combustão são aquelas em que 
uma substância denominada combustível, reage 
com o gás oxigênio (O2). Numa combustão 
completa os produtos da reação são somente 
CO2 e H2O. 
 
Exemplo: 
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) 
∆H = - 212,8kcal/mol 
 
Nessas reações, ∆H é sempre negativo, 
ou seja, são reações exotérmicas. 
 
6.2. Entalpia de formação 
 
A entalpia padrão de formação, ∆Hf°, é a 
variação de entalpia para a formação de uma 
substância composta a partir de seus elementos 
constituintes na forma de substâncias simples no 
estado-padrão. 
 
Exemplo: 
 
 
Quando uma substância simples já se 
encontra em seu estado-padrão, considera-se, 
por convenção, ∆Hf° igual a zero. 
Entalpias padrão de formação podem ser 
combinadas para obter a entalpia padrão de 
qualquer reação: 
Cursinho Pré-Universitário Popular – UFJF Professora Camila Talarico Química III 
65 
 
 
 
 
Exemplo: Considere os dados da tabela abaixo, a 
25°C e 1atm. 
 
Substância 
Entalpia de formação 
(KJ/mol) 
Amônia (gás) - 46 
Ácido clorídrico (gás) - 92 
Cloreto de amônio 
(sólido) 
-314 
 
Calcule a variação de entalpia quando a base 
reage com o ácido para formar o correspondente 
sal. 
 
 
 
 
 
 
 
 
6.3. Energia de ligação 
 
A energia de ligação mede o calor necessário 
para quebrar 1 mol de uma determinada ligação, 
supondo as substâncias no estado gasoso, a 25° 
e 1 atm. 
A quebra de ligações é um processo 
endotérmico, portanto ∆H é positivo. 
 
Exemplo: H2(g)  2H(g) ∆H° = + 436KJ 
 
A energia absorvida na quebra de uma 
ligação é numericamente igual à energia liberada 
na sua formação. 
 
Exemplo: 2H(g)  H2(g) ∆H° = - 436KJ 
 
Na ocorrência de uma reação química, há 
ruptura das ligações dos reagentes e formação de 
ligações para resultar em produtos. O saldo 
energético entre a energia absorvida na ruptura 
das ligações e a energia liberada na formação de 
ligações determina o ∆H de uma reação. 
Portanto, a variação de entalpia de uma reação 
pode ser estimada usando as entalpias de ligaçãoenvolvidas. 
 
Exemplo: Calcule a ∆H na reação: 
2HBr(g) + Cl2(g)  2HCl(g) + Br2(g) 
conhecendo as seguintes energias de ligação: 
 
Tipo de ligação 
Energia de ligação 
(Kcal/mol) 
H – Br 87,4 
Cl – Cl 57,9 
H – Cl 103,1 
Br – Br 46,1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. Lei de Hess 
 
A entalpia de muitas reações químicas não 
pode ser determinada experimentalmente. Assim, 
a entalpia desse tipo de reação pode ser 
calculada a partir da entalpia de outras reações, 
utilizando-se a lei de Hess: 
 
A variação de entalpia para qualquer 
processo depende somente da natureza dos 
reagentes e dos produtos e independe do número 
de etapas do processo ou da maneira como é 
realizada a reação. 
 
De acordo com essa lei, é possível calcular a 
variação de entalpia de uma reação por meio da 
soma algébrica de equações químicas de reações 
que possuam ∆H conhecidos. 
 
Exemplo: Formação de dióxido de carbono. 
 
 
8. Aspectos estequiométricos 
 
Cálculos estequiométricos que envolvem 
energia relacionam a quantidade de substância 
(em massa, em mols, em volume, em número de 
moléculas etc.) com a quantidade de calor 
liberada ou absorvida em uma reação química. 
 
Exemplo: A entalpia-padrão de combustão do 
etanol (C2H6O) líquido é -1367 kJ/mol e sua 
densidade é 0,80 g/mL. Qual a energia liberada 
na queima de 1,0 L de etanol? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXERCÍCIOS 
 
ENEM 
 
1. Equipamentos com dispositivo para jato de 
vapor de água a 120ºC é utilizado na limpeza 
doméstica para eliminação de ácaros. 
 
 
 
Com base nos dados da tabela, na informação e 
nos conhecimentos sobre termoquímica, pode-se 
afirmar: 
a) O calor molar de vaporização da água na fase 
líquida é –44 kJ. 
b) A energia necessária à vaporização de 1,0mol 
de água, na fase líquida, é suficiente para romper 
as ligações oxigênio-hidrogênio nela existentes. 
c) A eliminação de ácaros ocorre mediante 
processo exotérmico. 
d) Massas iguais de vapor de água, a 100ºC e a 
120ºC, contêm as mesmas quantidades de 
energia. 
e) O valor absoluto do calor molar de vaporização 
da água líquida é igual ao valor absoluto do calor 
molar de liquefação da água, nas mesmas 
condições. 
 
2. Numa sauna a vapor, o calor envolvido na 
condensação do vapor d’água é, em parte, 
responsável pelo aquecimento da superfície da 
pele das pessoas que estão em seu interior, de 
acordo com o diagrama abaixo: 
 
 
De acordo com as informações fornecidas, o que 
ocorrerá na transformação de 1 mol de água 
vaporizada em 1 mol de água líquida? 
a) liberação de 44 kJ; 
b) absorção de 44 kJ; 
c) liberação de 527,6 kJ; 
d) absorção de 527,6 kJ; 
e) nenhuma das respostas anteriores. 
 
3. Considere a reação de fotossíntese e a reação 
de combustão da glicose, representadas a seguir: 
 
6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 6O2(g) 
C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l) 
 
Sabendo que a energia envolvida na combustão 
de 1mol de glicose é de 2,8 . 10
6
 J, ao sintetizar 
0,5mol de glicose, a planta: 
a) libera 1,4 . 10
6
 J d) absorve 2,8 . 10
6
 J 
b) libera 2,8 . 10
6
 J e) absorve 5,6 . 10
6
 J 
c) absorve 1,4 . 10
6
 J 
 
4. A fabricação do diamante pode ser feita 
comprimindo grafita a uma temperatura elevada 
empregando catalisadores metálicos como tântalo 
e cobalto. Analisando os dados obtidos 
experimentalmente em calorímetros: 
 
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393,5KJ/mol 
C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -395,6KJ/mol 
 
a) A formação de CO2 é sempre endotérmica. 
b) A conversão da forma grafita na forma 
diamante é exotérmica. 
c) A forma alotrópica estável do carbono nas 
condições da experiência é a grafita. 
d) A variação de entalpia da transformação do 
carbono grafita em carbono diamante nas 
condições da experiência é ∆H = -2,1KJ/mol. 
e) A forma alotrópica grafita é o agente oxidante e 
o diamante é o agente redutor das reações de 
combustão. 
 
5. O peróxido de hidrogênio (H2O2) é um 
composto de uso comum devido a suas 
propriedades alvejantes e antissépticas. Esse 
composto, cuja solução aquosa e conhecida no 
comercio como “água oxigenada”, e preparado 
por um processo cuja equação global é: 
 
 
 
Considere os valores de entalpias fornecidos para 
as seguintes reações: 
 
 
 
O valor da entalpia padrão de formação do 
peróxido de hidrogênio líquido e: 
a) - 474 kJ mol
-1
 c) - 188 kJ mol
-1
 
b) - 376 kJ mol
-1 
 d) + 188 kJ mol
-1
 
 
6. O carbeto de tungstênio, WC, é uma 
substância muito dura e, por esta razão, é 
Cursinho Pré-Universitário Popular – UFJF Professora Camila Talarico Química III 
67 
 
utilizada na fabricação de vários tipos de 
ferramentas. A variação de entalpia da reação de 
formação do carbeto de tungstênio a partir dos 
elementos Cgrafite e W(s) é difícil de ser medida 
diretamente, pois a reação ocorre a 1.400ºC. No 
entanto, pode-se medir com facilidade os calores 
de combustão dos elementos Cgrafite, W(s) e do 
carbeto de tungstênio, WC(s): 
 
2W(s) + 3O2(g)→ 2WO3(s) ΔH = –1.680,6 kJ 
Cgrafite + O2(g) → CO2(g) ΔH = –393,5 kJ 
2WC(s)+5O2(g)→2CO2(g)+2WO3(s) ΔH = –2.391,6 kJ 
 
Pode-se, então, calcular o valor da entalpia da 
reação abaixo e concluir se a mesma é 
endotérmica ou exotérmica: 
 
W(s) + Cgrafite → WC(s) ΔH = ? 
 
A qual alternativa correspondem o valor de ΔH e 
o tipo de reação? 
 
 
 
7. O fosgênio (COCl2) ou diclorometanona é um 
gás tóxico que foi utilizado na Primeira Guerra 
Mundial como arma química do tipo sufocante. 
Utilizando os dados a seguir, calcule o ΔH de 
formação do gás fosgênio, em kJ/mol, e assinale 
a alternativa CORRETA. 
 
 
 
 
 
a) -1004 c) – 409 e) +1891 
b) +1004 d) - 1891 
 
8. Com base nos dados da tabela, 
 
 
 
pode-se estimar que o ΔH da reação 
representada por H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g), dado 
em kJ por mol de HCl(g), é igual a: 
a) –92,5 c) –247 e) +92,5 
b) –185 d) +185 
 
9. Uma das etapas envolvidas na produção do 
álcool combustível é a fermentação. 
A equação que apresenta esta transformação é: 
 enzima 
C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2 
Conhecendo-se os calores de formação da 
glicose, do gás carbônico e do álcool, 
respectivamente, –302, –94 e –66 kcal/mol, pode-
se afirmar que a fermentação ocorre com: 
a) liberação de 18 kcal/mol; 
b) absorção de 18 kcal/mol; 
c) liberação de 142 kcal/mol; 
d) absorção de 142 kcal/mol; 
e) variação energética nula 
 
10. Como é possível notar através de uma análise 
do gráfico, o cristal de KCl tem energia mais baixa 
do que os átomos isolados de potássio, K(g) e 
cloro, Cl(g), e mesmo em relação às substâncias 
simples, gás cloro, Cl2(g) e potássio metálico, K(s). 
Observando os valores das variações de entalpia 
de cada etapa do ciclo, ΔH, marque a opção que 
apresenta o valor CORRETO para o ΔH 
correspondente à formação do KCl(s). 
 
 
 
a) -717 kJ mol
-1
 d) +280 kJ mol
-1
 
b) -349 kJ mol
-1
 e) -177 kJ mol
-1
 
c) -437 kJ mol
-1
 
 
11. Muitos especialistas em energia acreditam 
que os alcoóis vão crescer em importância em um 
futuro próximo. Realmente, alcoóis como metanol 
e etanol têm encontrado alguns nichos para uso 
doméstico como combustívelhá muitas décadas 
e, recentemente, vêm obtendo uma aceitação 
cada vez maior como aditivos, ou mesmo como 
substitutos para gasolina em veículos. Algumas 
Cursinho Pré-Universitário Popular – UFJF Professora Camila Talarico Química III 
68 
 
das propriedades físicas desses combustíveis são 
mostradas no quadro seguinte. 
 
 
Dados : Massa molares em g/mol: H = 1,0; C = 
12,0; O = 16,0. 
Considere que, em pequenos volumes, o custo de 
produção de ambos os alcoóis seja o mesmo. 
Dessa forma, do ponto de vista econômico, é 
mais vantajoso utilizar: 
a) metanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 22,7 kJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
b) etanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 29,7 kJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
c) metanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 17,9 MJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
d) etanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 23,5 MJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
e) etanol, pois sua combustão completa fornece 
aproximadamente 33,7 MJ de energia por litro de 
combustível queimado. 
 
12. O processo de aquecimento baseado em 
energia solar consiste na utilização de um produto 
denominado sal de Glauber, representado por 
Na2SO4 . 10H2O, que se transforma segundo as 
equações abaixo: 
 
 
 
Considere, na equação relativa à noite, que o 
calor liberado seja de 20 kcal/mol de Na2SO4 . 
10H2O, para um rendimento hipotético de 100% 
da reação. 
Para aquecer uma casa cujo consumo é de 
10.000 kcal durante uma noite, a massa de sal de 
Glauber que deverá ser utilizada, em kg, 
corresponde a: 
a) 161 b) 101 c) 71 d) 51 
 
13. Uma solução de ácido clorídrico pode ser 
neutralizada utilizando-se hidróxido de sódio. A 
partir da tabela de ∆H de formação, calcule a 
variação de entalpia dessa reação de 
neutralização. 
 
 
14. (PISM II) A equação química a seguir 
representa a formação de enxofre a partir de 
gases vulcânicos. 
 
 
 
a) Escreva a equação química balanceada que 
representa a reação entre o SO2 e a água bem 
como o nome da substância formada. 
 
b) Sabendo-se que o ΔHformação das espécies 
envolvidas nessa reação são -296,8 kJ/mol para o 
SO2(g), -20,60 kJ/mol para o H2S(g), -285,8 kJ/mol 
para H2O(l) e 0,00 kJ/mol para o S(s), calcule o 
valor do ΔH da reação de formação do enxofre a 
25°C. 
 
c) Com o valor de ΔH obtido anteriormente, 
classifique a reação como endotérmica ou 
exotérmica. Justifique. 
 
15. Por “energia de ligação” entende-se a 
variação de entalpia (ΔH) necessária para 
quebrar 1mol de uma dada ligação. Esse 
processo é sempre endotérmico (ΔH > 0). Assim, 
no processo representado pela equação 
CH4(g) → C(g) + 4H(g), ΔH = 1663 KJ/mol, são 
quebrados 4 mol de ligações C --- H, sendo a 
energia de ligação, portanto 416KJ/mol. Sabendo 
que no processo C2H6(g) → 2C(g) + 6H(g), ΔH = 
2826 KJ/mol, são quebradas ligações C --- C e 
C --- H, qual o valor da energia de ligação 
C --- C? Indique os cálculos. 
 
16. (UERJ) O metanal é um poluente atmosférico 
proveniente da queima de combustíveis e de 
atividades industriais. No ar, esse poluente é 
oxidado pelo oxigênio molecular formando ácido 
metanóico, um poluente secundário. Na tabela 
abaixo, são apresentadas as energias das 
ligações envolvidas nesse processo de oxidação. 
 
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Em relação ao metanal, determine a variação de 
entalpia correspondente à sua oxidação, em 
kJ.mol
-1
. 
 
17. (UFRJ) De acordo com a Coordenadoria 
Municipal de Agricultura, o consumo médio 
carioca de coco verde é de 8 milhões de frutos 
por ano, mas a produção do Rio de Janeiro é de 
apenas 2 milhões de frutos. 
 
 
Dentre as várias qualidades nutricionais da água-
de-coco, destaca-se ser ela um isotônico natural. 
A tabela acima apresenta resultados médios de 
informações nutricionais de uma bebida isotônica 
comercial e da água-de-coco. 
a) Uma função importante das bebidas isotônicas 
é a reposição de potássio após atividades físicas 
de longa duração; a quantidade de água de um 
coco verde (300 mL) repõe o potássio perdido em 
duas horas de corrida. 
Calcule o volume, em litros, de isotônico 
comercial necessário para repor o potássio 
perdido em 2 h de corrida. 
 
b) A tabela a seguir apresenta o consumo 
energético médio (em kcal/min) de diferentes 
atividades físicas. 
 
Calcule o volume em litros de água-de-coco 
necessário para repor a energia gasta após 17 
minutos de natação. 
 
18. Considere uma gasolina constituída apenas 
de etanol e de n-octano, com frações molares 
iguais. As entalpias de combustão do etanol e do 
n-octano são –1368 e –5471 kJ/mol, 
respectivamente. A densidade dessa gasolina é 
0,72 g/cm
3
 e a sua massa molar aparente, 80,1 
g/mol. 
a) Escreva a equação química que representa a 
combustão de um dos componentes dessa 
gasolina. 
 
b) Qual a energia liberada na combustão de 1,0 
mol dessa gasolina? 
 
c) Qual a energia liberada na combustão de 1,0 
litro dessa gasolina? 
 
19. (Unicamp) – Agora sou eu que vou me 
deliciar com um chocolate – diz Naná. E continua: 
– Você sabia que uma barra de chocolate 
contém 7% de proteínas, 59% de carboidratos e 
27% de lipídios e que a energia de combustão 
das proteínas e dos carboidratos é de 17 kJ/g e 
dos lipídios é 38 kJ/g aproximadamente? 
a) Se essa barra de chocolate tem 50 g, quanto 
de energia ela me fornecerá? 
 
b) Se considerarmos o “calor específico” do corpo 
humano como 4,5 J g
–1 
K
–1
, qual será a variação 
de temperatura do meu corpo se toda esta 
energia for utilizada para o aquecimento? O meu 
“peso”, isto é, a minha massa, é 60 kg. Admita 
que não haja dissipação do calor para o 
ambiente. 
 
20. (Fuvest-SP) Experimentalmente se observa 
que, quando se dissolve etanol na água, há 
aumento de temperatura da mistura. Com base 
nesse fato, confirme ou negue a seguinte 
afirmação: "A dissolução de etanol em água é um 
processo endotérmico". 
 
21.(Fuvest)Benzeno�pode�ser�obtido�a�partir 
de hexano� por� reforma� catalítica.� 
Considere� as�reações�da�combustão:� 
 
H2(g)�+�1/2�O2(g)�→�H2O(l)� 
Calor�liberado�=�286kJ/mol�de�combustível� 
 
C6H6(l)�+�15/2�02(g)�→�6�CO2(g)�+�3H2O(l)� 
Calor�liberado�=�3268kJ/mol�de�combustível
� 
C6H14(l)�+�19/2�02(g)�→�6�CO2(g)�+�7H2O(l)� 
Calor�liberado�=�4163kJ/mol�de�combustível
� 
Podemos�então afirmar�que�na�formação�de 
1mol�de�benzeno,�a�partir�do�hexano,�há:� 
a)�liberação�de�249�kJ.� 
b)�absorção�de�249�kJ.� 
c)�liberação�de�609�kJ.� 
d)�absorção�de�609�kJ.� 
e)�liberação�de�895�kJ.� 
 
22. (Unirio-RJ) Os soldados em campanha 
aquecem suas refeições pronta, contidas 
dentro de uma bolsa plástica com água. Dentro 
dessa bolsa existe o metal magnésio, que se 
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70 
 
combina com a água e forma hidróxido de 
magnésio. A equação não-balanceada é: 
 
Mg(s) + H2O(l) ----> Mg(OH)2 + H2(g) 
 
As entalpias de formação a 25°C e 1atm são: 
∆H°H2O(l) = - 268,0 kJ/mol 
∆H° Mg(OH)2 (aq) = - 925,0 kJ/mol 
A variação de entalpia desta reação, em kJ/mol, 
é: 
a) – 1496,1 c) – 352,9 e) +1496,1 
b) – 638,7 d) +352,9 
23. (Fuvest) O monóxido de nitrogênio (NO) pode 
ser produzido diretamente a partir de dois gases 
que sãoos principais constituintes do ar 
atmosférico, por meio da reação representada por 
 
O NO pode ser oxidado, formando o dióxido de 
nitrogênio (NO2), um poluente atmosférico 
produzido nos motores a explosão: 
 
 
 
Tal poluente pode ser decomposto nos gases N2 
e O2: 
 
 
Essa última transformação 
a) libera quantidade de energia maior do que 114 
kJ. 
b) libera quantidade de energia menor do que 114 
kJ. 
c) absorve quantidade de energia maior do que 
114 kJ. 
d) absorve quantidade de energia menor do que 
114 kJ. 
e) ocorre sem que haja liberação ou absorção de 
energia. 
 
24. (Fuvest) O “besouro bombardeiro” espanta 
seus predadores, expelindo uma solução quente. 
Quando ameaçado, em seu organismo ocorre a 
mistura de soluções aquosas de hidroquinona, 
peróxido de hidrogênio e enzimas, que promovem 
uma reação exotérmica, representada por: 
 
 
 
O calor envolvido nessa transformação pode ser 
calculado, considerando-se os processos: 
 
 
 
Assim sendo, o calor envolvido na reação que 
ocorre no organismo do besouro é 
a) -558 kJ.mol
-1
 d) +558 kJ.mol
-1
 
b) -204 kJ.mol
-1
 e) +585 kJ.mol
-1
 
c) +177 kJ.mol
-1
 
 
25. (FGV) Considere os seguintes processos 
envolvidos na dissolução de sulfato de potássio 
em água: 
I. Ruptura, pelo menos parcial, das ligações 
iônicas do sulfato de potássio sólido. 
II. Ruptura, pelo menos parcial, das ligações de 
hidrogênio na água líquida. 
III. Formação das interações entre os íons 
provenientes do sulfato de potássio aquoso e as 
moléculas polares da água (solvatação). 
É correto afirmar que esses processos são, 
respectivamente, 
(A) endotérmico endotérmico e exotérmico. 
(B) endotérmico, exotérmico e endotérmico. 
(C) exotérmico, endotérmico e endotérmico. 
(D) endotérmico, endotérmico e endotérmico. 
(E) exotérmico, exotérmico e endotérmico. 
 
26. (Mackenzie) O gás propano é um dos 
integrantes do GLP (gás liquefeito de petróleo) e, 
desta forma, é um gás altamente inflamável. 
Abaixo está representada a equação química 
NÃO BALANCEADA de combustão completa do 
gás propano. 
 
 
 
Na tabela, são fornecidos os valores das energias 
de ligação, todos nas mesmas condições de 
pressão e temperatura da combustão. 
 
 
Assim, a variação de entalpia da reação de 
combustão de um mol de gás propano 
será igual a 
a) – 1670 kJ. d) – 4160 kJ. 
b) – 6490 kJ. e) + 4160 kJ. 
c) + 1670 kJ. 
 
27. (Mackenzie) A hidrazina, cuja fórmula 
química é N2H4, é um composto químico com 
propriedades similares à amônia, usado entre 
outras aplicações como combustível para 
foguetes e propelente para satélites artificiais. 
Em determinadas condições de temperatura e 
pressão, são dadas as equações termoquímicas 
abaixo. 
I. N2(g) + 2 H2(g) → N2H4(g) ΔH = + 95,0 kJ/mol 
II. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH = – 242,0 kJ/mol 
 
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71 
 
A variação da entalpia e a classificação para o 
processo de combustão da hidrazina, nas 
condições de temperatura e pressão, de acordo 
com a equação 
 N2H4(g) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(g), 
respectivamente, 
a) – 579 kJ/mol; processo exotérmico. 
b) + 389 kJ/mol; processo endotérmico. 
c) – 389 kJ/mol; processo exotérmico. 
d) – 147 kJ/mol; processo exotérmico. 
e) + 147 kJ/mol; processo endotérmico. 
 
28. (PUC_Campinas) Considere as equações 
termoquímicas referentes à queima de carbono: 
 
 
 
Para obter a mesma quantidade de energia 
liberada na queima de 1 mol de carbono na 
equação I, deve-se queimar, conforme a reação 
II, uma massa de carbono correspondente a, 
aproximadamente, 
(A) 55 g (D) 17 g 
(B) 43 g (E) 12 g 
(C) 21 g 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gabarito 
 
1. d 7. a 
2. a 8. a 
3. c 9. a 
4. c 10. c 
5. a 11. d 
6. c 12. a 
 
13. -57,31KJ/mol 
14. a) SO2 + H2O  H2SO3 
 Ácido sulforoso 
 b) -233,6KJ/mol 
 c) Exotérmica 
15. + 330KJ/mol 
16. -157KJ/mol 
17. a) 6L 
 b) 0,25L 
18. a) C8H18(l) + 25O2(g)  8CO2(g) + 9H2O(g) 
 Ou 
 C2H5OH(l) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(g) 
 
 b) -3419,5KJ/mol 
 c) 3,07 . 10
4 
KJ 
19. a) 1074,0kJ 
 b) 4°C ou 4K 
20. A afirmação é incorreta. A dissolução do 
etanol é um processo exotérmico. 
21. b 25. a 
22. c 26. a 
23. b 27. a 
24. b 28. b 
 
BIBLIOGRAFIA 
- USBERCO, J.; SALVADOR, E.: Química. 5° 
edição. São Paulo: Saraiva, 2002. Volume único. 
 
- ATKINS, P.; JONES, L.: Princípios de Química: 
Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 
2° edição. Porto Alegre: Bookman, 2001. 
 
- NÓBREGA, O.S.; SILVA, E.R.; SILVA, R.H.: 
Química. 1° edição. São Paulo: Editora Ática, 
2008. Volume único. 
- FELTRE, R.: Fundamentos da Química. 2° 
edição. São Paulo: Moderna, 1996. Volume único. 
- MORTIMER, E.F.; MACHADO, A.H.: Química. 
1° edição. São Paulo: Editora Scipione, 2008. 
Volume único. 
- PERUZZO, F.M.; CANTO, F.M.: Química: na 
abordagem do cotidiano. 4° edição. São Paulo: 
Moderna, 2010. Volume 2. 
- LISBOA, J.C.F.: Química. 1° edição. São Paulo: 
Edições SM, 2010. Volume 2. 
- http://tomdaquimica.zip.net/arch2010-12 
26_2011-01-01.html 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. CINÉTICA QUÍMICA 
 
Toda reação química necessita de certo 
tempo para se completar. Algumas reações são 
extremamente rápidas, como por exemplo, a 
neutralização entre um ácido e uma base em 
solução aquosa. Existem, por outro lado, reações 
extremamente lentas. 
 
Reação entre solução aquosa de nitrato de chumbo III 
e iodeto de potássio (quase instantânea), e formação 
de ferrugem em ferro (reação lenta). 
 
A velocidade com que ocorrem as 
reações depende de uma série de fatores, como 
estado físico dos reagentes, temperatura, 
concentração dos reagentes, presença de 
catalisador ou inibidor, superfície de contato (no 
caso de reagentes sólidos) e a pressão do 
sistema, no caso de haver reagentes no estado 
gasoso. 
O estudo da cinética inclui a 
compreensão dos modelos que explicam as 
reações químicas, bem como os fatores que 
nelas interferem. 
 
1. Teoria da colisão 
 
Para as reações químicas ocorrerem é 
necessário haver aproximação e contato entre as 
partículas reagentes. Essa é a idéia básica da 
teoria das colisões. 
Sabemos que as partículas de uma 
substância química possuem energia própria que 
faz com que elas fiquem em movimento. Tal 
movimento dá origem a colisões, e a partir dessas 
colisões pode ocorrer uma reação química. 
Para que haja uma reação é necessário 
que a colisão ocorra com uma energia capaz de 
provocar um rearranjo de átomos dos reagentes, 
formando novas ligações. Além do fator energia 
os choques devem ocorrer segundo uma 
orientação favorável. 
 
 
 
A rapidez de uma reação depende da 
freqüência das colisões e da fração dessas 
colisões que são efetivas,ou seja, colisões com 
energia suficiente e orientação favorável. 
No instante em que ocorre o choque 
efetivo forma-se uma estrutura que recebe o 
nome de complexo ativado e que pode ser 
definido como um estágio intermediário em que 
todas as partículas dos reagentes estão 
agregadas. A energia mínima necessária para 
formar o complexo ativado é chamada de energia 
de ativação (Ea). 
A energia de ativação funciona como uma 
“barreira” a ser vencida pelos reagentes para que 
a reação ocorra. Assim, quanto maior for essa 
energia de ativação, mais lenta será a reação e 
vice-versa. 
 
 
http://www.colegioweb.com.br/quimica/analise-grafica-da-energia-de-ativacao.html 
 
2. Rapidez das reações químicas 
 
Rapidez ou velocidade de uma reação é 
uma grandeza que indica como as quantidades 
de regente ou produto dessa reação variam com 
o passar do tempo. É expressa pela variação da 
concentração, da quantidade de matéria, da 
pressão, da massa ou do volume, por unidade de 
tempo. 
 
 
A unidade associada à velocidade da 
reação depende da propriedade do sistema e da 
unidade de tempo consideradas. 
A rapidez da reação diminui com o tempo, 
ou seja, à medida que os reagentes são 
consumidos, a reação torna-se mais lenta. Uma 
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73 
 
das razões para isso é que à medida que a 
quantidade de reagentes diminui o número de 
colisões efetivas também diminui. 
 
3. Fatores que influem na velocidade das 
reações 
 
3.1. Superfície de contato 
 
No caso de reações em que participam 
substâncias em diferentes fases, verifica-se que a 
rapidez da reação depende da superfície de 
contato entre essas fases. Assim, quanto mais 
fragmentado for esse reagente, maior será o 
número de choques, e maior será a velocidade da 
reação. 
 
3.2. Temperatura 
 
Quando a temperatura de um sistema em 
reação aumenta, a energia cinética média das 
partículas aumenta o que faz com que tanto a 
freqüência de colisões como a energia envolvida 
em cada colisão aumentem. Consequentemente, 
a quantidade de colisões efetivas aumenta, 
provocando aumento da rapidez da reação. 
 
3.3. Concentração 
 
Aumentando a concentração dos reagentes 
iremos aproximar suas moléculas, aumentar a 
freqüência dos choques efetivos e, 
consequentemente, aumentar a velocidade da 
reação. 
 
3.4. Catalisadores 
 
Os catalisadores são substâncias que 
aceleram uma reação sem serem consumidas, ou 
seja, são regenerados no final do processo. 
Aumentam a velocidade de uma reação, pois 
abaixam a energia de ativação. 
 
http://w3.ufsm.br/juca/activate.htm 
 
3.5. Pressão 
 
Um aumento da pressão favorece 
principalmente as reações entre gases, 
aproximando as moléculas, aumentando a 
freqüência dos choques entre as moléculas e, 
portanto, aumentando a velocidade das reações. 
 
3.6. Luz 
 
A luz é uma forma de energia e pode 
interferir na velocidade de algumas reações 
químicas. Ao atingir os reagentes, ela transfere 
para eles parte sua energia. Dessa forma, como 
as partículas reagentes possuem energia maior, 
areação ocorre com maior rapidez. 
 
4. Lei cinética 
 
A maneira pela qual a concentração dos 
reagentes interfere na rapidez de uma reação 
deve ser determinada experimentalmente, pois 
cada reação tem sua rapidez alterada de maneira 
diferente. 
De forma geral, para uma dada reação 
química: 
 
aA + bB + cC + ...  xX + yY + zZ + ... 
 
a velocidade é expressa pela fórmula: 
 
v = k[A]
a
[B]
b
[C]
c
... 
 
onde k é a constante de velocidade da reação. 
Essa fórmula é chamada Lei da Velocidade da 
reação. 
Para uma reação que ocorre em duas ou 
mais etapas, a velocidade da reação global é 
igual à velocidade da etapa mais lenta. Portanto, 
para escrever a lei de velocidade global, 
consultamos a etapa lenta e não a equação 
global. 
 
EXERCÍCIOS 
 
1. O gráfico mostrado abaixo foi construído com 
dados obtidos no estudo de decomposição do íon 
tiossulfato (S2O3
2–
), a temperatura constante em 
meio ácido variando a concentração molar do íon 
(diluição em água). A reação ocorre com maior e 
menor velocidade média respectivamente nos 
trechos: 
 
a) II e III 
b) I e IV 
c) II e IV 
d) III e IV 
 
2. Um dos componentes presentes num 
determinado xarope não apresenta mais efeito 
terapêutico quando a sua concentração é igual ou 
inferior a 0,25mol/L. Esse medicamento é vendido 
como uma solução, cuja concentração desse 
componente é igual a 1,00mol/L. Sabendo-se que 
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74 
 
a velocidade de decomposição do medicamento é 
de 0,5 mol/L por ano, qual é a validade do 
medicamento? 
a) 3 anos 
b) 2 anos 
c) 18 meses 
d) 12 meses 
e) 15 meses 
 
3. Um químico realizou um experimento para 
estudar a velocidade de dissolução (solubilização 
em função do tempo) de comprimidos 
efervescentes em relação ao estado do 
comprimido e à temperatura da água. Utilizando 
sempre a mesma quantidade de água, registrou 
os tempos aproximados (em segundos) de 
dissolução, e os resultados estão representados 
no gráfico abaixo. 
 
Com base no gráfico são feitas as seguintes 
afirmações: 
I. Para o comprimido amassado, a velocidade de 
dissolução é maior. 
II. A velocidade de dissolução do comprimido 
diminui conforme aumenta a temperatura. 
III. A quantidade de comprimidos nos 
experimentos não influencia a velocidade de sua 
dissolução. 
IV. A uma temperatura de 40°C, um comprimido 
inteiro demoraria cerca de 19s para se dissolver. 
V. Com o aumento da temperatura, a aceleração 
da dissolução é maior para o comprimido 
amassado. 
São corretas apenas as afirmações 
a) I, III e IV. 
b) II, IV e V. 
c) I, II e III. 
d) I, IV e V. 
e) II, III e IV. 
 
4. Quando a manteiga é exposta ao ar à 
temperatura ambiente, ocorre uma mudança no 
seu sabor e odor, dando origem à manteiga 
rançosa. A substância química responsável pelo 
ranço na manteiga é o ácido butírico ou 
butanoico. Esse ácido é formado pela reação de 
hidrólise dos glicerídeos (ésteres) presentes na 
manteiga. Considerando a total formação da 
manteiga rançosa, é CORRETO afirmar que: 
a) a temperatura não afeta a velocidade de 
hidrólise dos glicerídeos presentes na manteiga. 
b) armazenar a manteiga na geladeira diminui a 
velocidade da reação de hidrólise dos glicerídeos. 
c) a diminuição do pH da manteiga evita a 
formação do ácido butanoico. 
d) a adição de um catalisador acarreta o aumento 
da quantidade final obtida de ácido butanoico. 
e) ao se dividir a manteiga em quatro pedaços, 
diminui-se a velocidade de formação do ácido 
butanoico. 
 
5. Ao abastecer um automóvel com gasolina, é 
possível sentir o odor do combustível a certa 
distância da bomba. Isso significa que, no ar, 
existem moléculas dos componentes da gasolina, 
que são percebidas pelo olfato. Mesmo havendo, 
no ar, moléculas de combustível e de oxigênio, 
não há combustão nesse caso. Três explicações 
diferentes foram propostas para isso: 
 
I. As moléculas dos componentes da gasolina e 
as do oxigênio estão em equilíbrio químico e, por 
isso, não reagem. 
II. À temperatura ambiente, as moléculas dos 
componentes da gasolina e as do oxigênio não 
têm energia suficiente para iniciar a combustão. 
III. As moléculas dos componentes da gasolina e 
as do oxigênio encontram-se tão separadas que 
não há colisão entre elas. 
Dentre as explicações, está correto apenas o que 
se propõe em 
a) I. 
b) II. 
c) III. 
d) I e II.e) II e III. 
 
6. Analise as curvas mostradas a seguir. Nelas, 
encontram-se descritos graficamente alguns 
padrões idealizados de variação da entalpia no 
decorrer de reações químicas, abrangendo quatro 
diferentes possibilidades. Escolha a alternativa na 
qual se encontra enunciada uma previsão correta 
para a velocidade de reação e a energia liberada 
esperadas tendo em vista os valores registrados 
na curva descrita. 
 
a) Curva I: traduz uma maior velocidade de 
reação associada a uma menor energia liberada 
b) Curva II: traduz uma maior velocidade de 
reação associada a uma maior energia liberada 
c) Curva III: traduz uma menor velocidade de 
reação associada a uma maior energia liberada 
d) Curva IV: traduz uma menor velocidade de 
reação associada a uma menor energia liberada 
 
7. A água oxigenada é uma substância oxidante 
que, em meio ácido, permite a obtenção de iodo, 
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75 
 
a partir de iodetos existentes nas águas-mães 
das salinas, como mostra a reação escrita abaixo: 
H2O2 + 2H3O
+
 + 2l
- 
 4H2O + l2 
Quando se faz um estudo cinético dessa reação 
em solução aquosa e se examina, 
separadamente, a influência da concentração de 
cada reagente, na velocidade da reação (v), 
obtêm-se os gráficos seguintes: 
 
 
 
A expressão da lei de velocidade da reação é: 
a) v = k . [H2O2] . [I
–
] 
b) v = k . [H3O
+
] 
c) v = k . [H2O2] . [H3O
+
] 
d) v = k . [H3O
+
] . [I
–
] 
 
8. O NO2 proveniente dos escapamentos dos 
veículos automotores é também responsável pela 
destruição da camada de ozônio. As reações que 
podem ocorrer no ar poluído pelo NO2, com o 
ozônio, estão representadas pelas equações 
químicas I e II, e pela equação química global III. 
 
Com base nessas informações e nos 
conhecimentos sobre cinética química, pode-se 
afirmar: 
a) A expressão de velocidade para a equação 
química global III é representada por V = 
k[NO2][O3]. 
b) A adição de catalisador às etapas I e II não 
altera a velocidade da reação III. 
c) Duplicando-se a concentração molar de NO2(g) 
a velocidade da reação quadruplica. 
d) A velocidade das reações químicas 
exotérmicas aumenta com a elevação da 
temperatura. 
e) A equação química III representa uma reação 
elementar. 
 
9. (PISM III) O pentóxido de dinitrogênio (N2O5) é 
um sólido cristalino incolor que sublima numa 
temperatura próxima à ambiente, também 
conhecido por anidrido nítrico. Pode ser 
decomposto em oxigênio molecular e em dióxido 
de nitrogênio. O gráfico abaixo descreve os 
resultados de um experimento, realizado em um 
recipiente fechado, sobre a velocidade de 
decomposição do N2O5(g), em presença de 
catalisador. 
 
Em relação a esse experimento, pede-se: 
a) Correlacione as curvas I e II descritas no 
gráfico com os produtos formados. 
b) A equação balanceada para a decomposição 
do N2O5. 
 
c) Calcule a velocidade da reação no intervalo de 
1h a 2h. 
 
10. (UERJ) A irradiação de microondas 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 abaixo, 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. 
 
11. 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. 
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76 
 
As projeções dependem do aumento anual da 
velocidade de emissão de dióxido de carbono. 
 
 
 
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. 
 
12. (UFJF) Uma forma de se alterar a velocidade 
de reações químicas é adicionar uma substância, 
denominada de catalisador, que praticamente não 
sofre alteração ao final do processo reacional. A 
velocidade de decomposição do acetaldeído pode 
ser modificada pela adição de iodo gasoso (I2) ao 
sistema. Essa reação ocorre em duas etapas que 
estão representadas abaixo. Para esse processo, 
responda às questões a seguir. 
 
 
a) Escreva a reação global de decomposição do 
acetaldeído. 
 
b) Escreva a expressão para a lei de velocidade 
da primeira etapa do processo de decomposição 
do acetaldeído. 
 
c) Se, no início, a concentração de acetaldeído foi 
de 3,0 x 10
-2
 mol.L
-1
 e, ao atingir o equilíbrio, a 
concentração do mesmo é de 1,0 x 10
-2
 mol.L
-1
, 
calcule o tempo necessário para a reação atingir 
o equilíbrio, considerando que a velocidade da 
primeira etapa é igual a 0,50 mol.L
-1
.min
-1
. 
 
13. (Fuvest) Um estudante desejava estudar, 
experimentalmente, o efeito da temperatura sobre 
a velocidade de uma transformação química. 
Essa transformação pode ser representada por: 
 
 
 
Após uma série de quatro experimentos, o 
estudante representou os dados obtidos em uma 
tabela: 
 
 
Que modificação deveria ser feita no 
procedimento para obter resultados experimentais 
mais adequados ao objetivo proposto? 
a) Manter as amostras à mesma temperatura em 
todos os experimentos. 
b) Manter iguais os tempos necessários para 
completar as transformações. 
c) Usar a mesma massa de catalisador em todos 
os experimentos. 
d) Aumentar a concentração dos reagentes A e B. 
e) Diminuir a concentração do reagente B. 
 
14. (PUC-PR) Compostos naturais são muito 
utilizados na denominada Medicina Naturalista. 
Povos indígenas amazônicos há muito fazem uso 
da casca da Quina (Coutarea hexandra) para 
extrair quinina, princípio ativo no tratamento da 
malária. Antigos relatos chineses também fazem 
menção a uma substância, a artemisina, 
encontrada no arbusto Losna (Artemisia 
absinthium), que também está relacionada ao 
tratamento da malária. 
Em estudos sobre a cinética de degradação da 
quinina por ácido, foram verificadas as seguintes 
velocidades em unidades arbitrárias: 
 
 
 
A partir desses dados, pode-se concluir que a lei 
de velocidade assume a forma 
A) V = k [quinina]
2
 
B) V = k [quinina]
2
 / [ácido] 
C) V = k 2 [quinina]
2 
D) V = k [quinina] [ácido]
2 
E) V = k [ácido]
2
 / [quinina] 
 
15. (PUC-RJ) 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: 
 
 
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77 
 
 
A liberaçãode 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. 
 
 
 
 
 
 
Gabarito 
 
1. b 5. b 
2. c 6. b 
3. d 7. a 
4. b 8. a 
 
9. a) Curva 1: O2 
 Curva 2: NO2 
 b) N2O5(g)  ½ O2(g) + 2NO2(g) 
 c) 0,2 mol/L.h 
10. vm = 24,4g.L
-1
.min
-1 
 Rendimento: 40% 
11. a) vm = 10ppm/ano 
 b) 2 . 10
15 
Kg 
12. a) CH3CHO  CH4 + CO 
 b) v = k[CH3CHO] . [I2] 
 c) 2,40 segundos 
13. c 
14. d 
15. d 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA 
- USBERCO, J.; SALVADOR, E.: Química. 5° 
edição. São Paulo: Saraiva, 2002. Volume único. 
 
- FELTRE, R.: Fundamentos da Química. 2° 
edição. São Paulo: Moderna, 1996. Volume único. 
 
- NÓBREGA, O.S.; SILVA, E.R.; SILVA, R.H.: 
Química. 1° edição. São Paulo: Editora Ática, 
2008. Volume único. 
- PERUZZO, F.M.; CANTO, F.M.: Química: na 
abordagem do cotidiano. 4° edição. São Paulo: 
Moderna, 2010. Volume 2. 
- LISBOA, J.C.F.: Química. 1° edição. São Paulo: 
Edições SM, 2010. Volume 2. 
- http://www.infoescola.com/quimica/teoria-do-
complexo-ativado/ 
 
3. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
As observações nas quais esse capítulo 
está baseado são as de que algumas reações 
parecem prosseguir até se completar, mas outras 
aparentam parar mais cedo. 
 
1. A reversibilidade das reações 
 
Da mesma forma que as mudanças de 
fase, as reações químicas tendem a um equilíbrio 
no qual a reação direta e a inversa ainda estão 
ocorrendo, mas na mesma velocidade. 
Considerando o equilíbrio: 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
A velocidade da reação direta 
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) é dada por: 
 
v1 = k1[N2][H2]
3 
 
Essa velocidade é máxima no início da reação, e 
depois diminui com o tempo, pois N2 e H2 vão 
sendo consumidos. 
A velocidade da reação inversa 
2NH3(g)  N2(g) + 3H2(g) é dada por: 
 
v2 = k2[NH3]
2 
 
Essa velocidade é nula no início da reação,e 
depois aumenta com o tempo, à proporção que 
NH3 vai sendo formado. 
Após certo tempo as duas velocidades se 
igualam e dizemos que foi atingido o equilíbrio 
químico. 
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78 
 
 
http://portaldoprofessor.mec.gov.br/fichaTecnicaAula.html?aula=767 
 
2. Constante de equilíbrio 
 
No equilíbrio temos v1 = v2. No caso da 
reação de formação da amônia: 
 
k1[N2][H2]
3
 = k2[NH3]
2 
 
 
 
Kc é chamado constante de equilíbrio em 
termos de concentrações molares. A constante é 
o valor que relaciona as concentrações dos 
produtos e dos reagentes no momento em que 
ocorre o equilíbrio. 
 
Generalizando: 
aA + bB + ...  cC + dD + ... 
 
 
 
Quando Kc > 1 a concentração dos 
produtos é maior que a dos reagentes, ou seja, a 
reação direta prevalece sobre a inversa. E quanto 
maior for esse Kc, maior será a extensão da 
ocorrência da reação direta. 
Quando Kc < 1 a concentração dos 
reagentes é maior que a dos produtos, ou seja, a 
reação inversa prevalece sobre a direta. E quanto 
menor for esse Kc, maior será a extensão da 
ocorrência da reação inversa. 
 
Para sistemas gasosos em equilíbrio 
químico, podemos trabalhar com a constante de 
equilíbrio em termos de pressões parciais (Kp): 
 
 
Pode-se inclusive demonstrar que existe a 
relação: 
Kp = Kc(RT)
∆n
 
 
Onde R = constante universal dos gases 
 T = temperatura (dada em Kelvin) 
 ∆n = (número total de moléculas produzidas) – 
(número total de moléculas reagentes). 
 
Exemplo: 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
∆n = 2 – (1 + 3) = -2, portanto Kp = Kc(RT)
-2
 
 
3. Grau de equilíbrio 
 
Indica a relação entre o número de mols de 
moléculas que reagem até atingir o equilíbrio e o 
número de mols inicial da mesma substância. 
 
 
 
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 reagiram 2,00 – 0,80 = 
1,20 mols de x. O grau de equilíbrio fica: 
 
Quanto maior for o grau de equilíbrio, 
mais terá caminhado a reação até chegar ao 
equilíbrio, ou seja, maior o rendimento da reação. 
 
4. Deslocamento do equilíbrio 
 
A perturbação do equilíbrio é toda e qualquer 
alteração da velocidade da reação direta ou da 
inversa, provocando modificações nas 
concentrações das substâncias e levando o 
sistema a um novo estado de equilíbrio, ou seja 
provoca deslocamento do equilíbrio. 
O princípio geral que trata dos deslocamentos 
dos estados de equilíbrio é chamado Princípio de 
Le Chatelier, cujo enunciado diz: 
 
Quando uma perturbação exterior é aplicada a 
um sistema em equilíbrio ele tende a si reajustar 
para minimizar os efeitos desta perturbação. 
 
A seguir vamos analisar a influência de cada 
um dos fatores que podem afetar o equilíbrio. 
 
4.1. Concentração 
 
Adicionar ou retirar uma substância presente 
em um sistema em equilíbrio significa alterar sua 
concentração, o que altera o estado de equilíbrio 
de um sistema. 
A adição de uma substância desloca o 
equilíbrio no sentido que irá consumi-la. Podemos 
dizer então, que o equilíbrio é deslocado para o 
lado oposto ao da substância adicionada. 
A retirada de uma substância desloca o 
equilíbrio no sentido que irá restituí-la. Isto é, para 
o mesmo lado da substância que foi retirada. 
 
Exemplo: Considere o equilíbrio 
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79 
 
 
Preveja o efeito sobre o equilíbrio quando há (a) 
adição de N2 e (b) remoção de NH3. 
 
Solução: (a) A adição de N2 faz a reação se 
deslocar na direção que minimiza o aumento de 
N2. Portanto a reação desloca-se para a formação 
dos reagentes. 
(b) Quando o NH3 é removido do sistema, a 
reação desloca-se para minimizar essa perda. A 
reação tende a favorecer a produção de O2 e 
NH3. 
 
4.2. Pressão 
 
Quando aumentamos a pressão sobre um 
sistema em equilíbrio, à temperatura constante, 
ele se desloca no sentido em que há redução do 
número de moléculas em fase gasosa (menor 
volume). 
Uma diminuição de pressão desloca o 
equilíbrio no sentido em que há aumento do 
número de moléculas em fase gasosa (maior 
volume). 
 
Exemplo: Preveja o efeito da compressão sobre o 
equilíbrio na reação 
 
 
Solução: Na reação inversa duas moléculas de 
NO2 se combinam para formar uma molécula de 
N2O4. Então a compressão favorece a produção 
de N2O4. 
 
4.3. Temperatura 
 
Além de provocar deslocamento do equilíbrio, 
a temperatura é o único fator que altera a 
constante de equilíbrio. 
Quando aumentamos a temperatura de um 
sistema em equilíbrio, favorecemos a reação que 
absorve calor, a reação endotérmica. Por outro 
lado, quando diminuímos a temperatura, 
favorecemos a reação exotérmica, que libera 
calor. 
 
Exemplo: Preveja como a composição de trióxido 
de enxofre, noequilíbrio abaixo, tenderá a mudar 
com o aumento da temperatura. 
 
 
Solução: Como a formação de SO3 é exotérmica, 
a reação inversa é endotérmica. Então, o 
aumento da temperatura do sistema favorece a 
decomposição de SO3 em SO2 e O2. 
 
4.4. Catalisadores 
 
Um catalisador pode acelerar a velocidade na 
qual uma reação atinge o equilíbrio, mas não 
afeta o próprio estado de equilíbrio. 
 
5. Equilíbrio iônico 
 
É o caso particular de equilíbrio no qual, além 
de moléculas, estão presentes íons. 
Aqui também serão definidos um α e um K 
que agora recebem nomes particulares: grau de 
ionização e constante de ionização 
respectivamente. 
Exemplo: 
 
 
5.1. Equilíbrio iônico ácido-base 
 
De acordo coma teoria de Brϕnsted-Lowry, 
um ácido é um doador de prótons (H
+
) e uma 
base é um receptor de prótons(H
+
). 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
As expressões das constantes de 
ionização são representadas por Ka para ácidos, 
e Kb para bases. 
 
Quanto maior a concentração de íons, 
maior será o valor das constantes de ionização e 
mais forte será o ácido ou a base. 
As constantes de acidez e basicidade são 
comumente indicadas pelos seus logaritmos 
negativos: 
 
 
Quanto maior o valor de pKa e pKb menor 
serão os valores de Ka e Kb, e portanto mais fraco 
é o ácido ou a base. 
 
5.2. Equilíbrio iônico da água 
 
A água pura se ioniza segundo a equação: 
 
E sua constante de ionização é expressa por: 
 
 
 
Onde Kw é chamado produto iônico da água. 
Medidas experimentais mostram que, a 
25°C, Kw vale aproximadamente 10
-14
. 
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80 
 
É importante notar que: 
 
 
http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?acao=quimica/ms2&i=22&id=519 
 
5.2.1. Os conceitos de pH e pOH 
Para evitar o uso de expressões matemáticas 
com expoentes negativos, o químico Sörensen 
propôs as seguintes definições: 
pH ⇒ potencial hidrogeniônico, expressa a acidez 
em termos da concentração [H
+
] 
 
pOH ⇒ potencial hidroxiliônico, expressa 
a bacisidade em termos da concentração [OH
-
] 
 
Podemos relacionar o pH e o pOH: 
 
 
 
 
Concluímos então, que em uma solução: 
 
 
Escala de pH: 
 
 
http://pt.wikibooks.org/wiki/Bioqu%C3%ADmica/pH,_pKa_e_solu%C3%A7%C3%B
5es_tamp%C3%A3o 
 
5.2.2. Indicadores e pH 
 
Normalmente, a medida do pH pode ser feita 
com aparelhos eletrônicos ou com auxílio dos 
chamado indicadores ácido-base. 
Indicadores ácido-base são substâncias, 
geralmente ácidos ou bases fracas, que mudam 
de cor, dependendo do 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 base formando água) e, 
portanto, o equilíbrio se desloca para a direita, 
tornando a solução vermelha. 
6. 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. 
 
 
 
É importante saber que: 
- quem sofre hidrólise não é o sal todo, mas 
apenas o íon correspondente ao ácido ou à base 
fracos; 
- o íon que hidrolisa liberta da água o íon de 
carga elétrica de mesmo sinal (H
+
 ou OH
-
); 
- a liberação de H
+
 ou OH
-
 vai mudar o pH da 
solução. 
 
Resumindo: 
 
http://www.profpc.com.br/equil%C3%ADbrio_qu%C3%ADmico.htm 
 
Exemplos: 
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81 
 
 
 
 
 
 
7. Produto de solubilidade 
 
Em qualquer solução aquosa saturada de sal 
ou base pouco solúvel, o produto das 
concentrações dos íons – cada um elevado a um 
expoente igual a seu coeficiente na equação 
devidamente balanceada – é uma constante 
representada por Kps. 
 
Exemplo: 
 
 
 Quanto menor o Kps menor a solubilidade 
da substância em questão e vice-versa. 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1. Na tabela abaixo estão mostrados os dados 
referentes à reação química. 
 
 
 
Os valores de X, Y e Z são, respectivamente: 
a) 0,40; 0,40 e 0,60 
b) 0,80; 0,50 e 0,60 
c) 0,80; 0,40 e 0,50 
d) 0,40; 0,25 e 0,30 
e) 0,60; 0,30 e 0,60 
 
2. Observe o gráfico abaixo, relativo ao 
estabelecimento do equilíbrio de uma reação, a 
298K, do tipo: 
 
O valor de constante de equilíbrio (Kc) para essa 
reação, a 298K, é: 
a) 3 
b) 6 
c) 12 
d) 24 
 
3. Os gases CO2, H2 reagem entre si formando 
CO e H2O segundo o equilíbrio: 
 
CO2(g) + H2(g)  CO(g) + H2O(g) 
 
Foram realizados dois experimentos envolvendo 
esses gases em um recipiente fechado e, depois 
de atingido o equilíbrio, determinou-se a 
concentração de cada gás. A tabela abaixo 
resume os dados experimentais. 
 
 
 
A análise desses dados permite afirmar que 
a) a reação entre CO2 e H2 é um processo 
endotérmico. 
b) a reação entre CO2 e H2 apresenta Kc igual a 
12,5 a 400 °C. 
c) a reação entre CO2 e H2 apresenta Kc igual a 
2,5 a 600 °C. 
d) o Kc da reação entre CO2 e H2 independe da 
temperatura. 
e) o Kc da reação entre CO2 e H2 depende do 
catalisador utilizado no sistema. 
 
4. Uma das etapas de fabricação do ácido 
sulfúrico e a conversão de SO2 a SO3, numa 
reação exotérmica, que ocorre segundo a 
equação abaixo: 
 
 
 
Em relação ao equilíbrio dessa reação, é 
CORRETO afirmar que: 
a) o aumento da temperatura favorece a 
formação de SO2. 
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82 
 
b) o aumento da pressão, mantida a temperatura 
constante, favorece a formação de SO2. 
c) o aumento da velocidade de produção de SO3 
aumenta sua concentração no equilíbrio. 
d) o uso de um catalisador aumenta a 
concentração de SO3 no equilíbrio. 
 
5. No equilíbrio N2O3(g)  NO(g) + NO2(g), ΔH = + 
39,7 KJ indique o sentido do deslocamento 
quando ocorrer. 
 
I. Adição de N2O3(g). 
II. Aumento da temperatura do sistema. 
III. Aumento da pressão no sistema. 
 
a) I direita, II esquerda, III esquerda. 
b) I esquerda, II direita, III esquerda. 
c) I esquerda, II direita, III esquerda. 
d) I direita, II direita, III esquerda. 
e) Em nenhum dos casos haverá deslocamento. 
 
6. O gás incolor N2O4, em presença de calor, 
decompõe-se em dióxido de nitrogênio gasoso 
que possui coloração castanha. Em uma 
experiência de laboratório, o gás N2O4 foi 
colocado em um cilindro transparente fechado à 
temperatura ambiente, e esperou-se que o 
sistema atingisse o equilíbrio. 
Para que seja observado aumento da coloração 
castanha nesse sistema, é necessário: 
a) colocar o cilindro em um banho de gelo. 
b) adicionar um gás inerte no cilindro. 
c) adicionar um catalisador. 
d) diminuir o volume do cilindro. 
e) diminuir a pressão dentro do cilindro. 
 
 
 
 
7. 
 
 
Com base nos dados da tabela, é correto afirmar: 
 
a) O refrigerante apresenta a menor concentração 
íons H
+
. 
b) O leite tipo C e a lágrima apresentam 
concentração de hidroxila igual a 1.10
–7
 mol/L. 
c) A água de mar é mais ácida do que a águade 
torneira. 
d) O leite tipo C é o mais indicado para corrigir a 
acidez estomacal. 
e) O suco de laranja é mais ácido do que o 
refrigerante. 
 
8. Sabe-se que o pH de uma solução de ácido 
clorídrico 0,1 mol/L é igual a 1,0. O que é possível 
dizer sobre o pH de uma solução de ácido 
acético, um ácido fraco, na mesma 
concentração? Considere volumes iguais das 
soluções. 
a) Os valores de pH são iguais. 
b) O pH da solução de ácido acético é maior do 
que o da solução de ácido clorídrico, porque 
libera uma concentração maior de íons H
+
. 
c) O pH da solução de ácido acético é menor do 
que o da solução de ácido clorídrico, porque 
libera uma concentração menor de íons H
+
. 
d) O pH da solução de ácido acético é maior do 
que o da solução de ácido clorídrico, porque 
libera uma concentração menor de íons H
+
. 
e) O pH da solução de ácido acético é menor do 
que o da solução de ácido clorídrico, porque 
libera uma concentração maior de íons H
+
. 
 
9. Alguns animais aquáticos apresentam limites 
de resistência em relação ao pH da água onde 
habitam. Por exemplo, a faixa de pH de 
sobrevivência de camarões é 5,5-5,8 e a dos 
caramujos é 7,0-7,5. 
Considere as concentrações de H+ nas soluções 
A, B e C apresentadas na tabela a seguir. 
 
 
 
Sobre a sobrevivência desses animais nessas 
soluções, é CORRETO afirmar que: 
a) somente os camarões sobreviveriam na 
solução A. 
b) os camarões sobreviveriam na solução B. 
c) os caramujos sobreviveriam na solução C. 
d) somente os caramujos sobreviveriam na 
solução A. 
e) ambos os animais sobreviveriam em qualquer 
das três soluções A, B ou C. 
 
10. Unifor-CE Considere a seguinte tabela: 
 
 
 
Para saber o pH de uma solução adicionou-se a 
quatro tubos de ensaio contendo uma pequena 
quantidade da solução em cada um, algumas 
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83 
 
gotas de indicadores, anotando a cor resultante 
na solução. 
 
 
 
Pode-se afirmar, em relação ao pH da referida 
solução, que 
a) é menor que 3,0 
b) está entre 3,3 e 4,2 
c) está entre 4,6 e 6,0 
d) está entre 6,0 e 7,0 
e) é igual a 7,0 
 
11. O indicador azul de bromotimol fica amarelo 
em soluções aquosas de concentração 
hidrogeniônica maior do que 1,0 . 10
-6
 mol/L e em 
soluções de concentração hidrogeniônica menor 
do que 2,5 . 10
-8
 mol/L. Considere as três 
soluções seguintes, cujos valores do pH são 
dados entre parênteses: suco de tomate (4,8); 
água da chuva (5,6); água do mar (8,2). As cores 
apresentadas pelas soluções suco de tomate, 
água de chuva e água do mar são, 
respectivamente: 
Dado: se necessário use log 2,5 = 0,4 
a) amarelo, amarelo, amarelo. 
b) amarelo, amarelo, azul. 
c) amarelo, azul, azul. 
d) azul, azul, amarelo. 
e) azul, azul, azul. 
 
12. A solubilidade do cloreto de prata é muito 
pequena e pode ser representada por 
 
 
 
Considere que 10 mL de solução de nitrato de 
prata, de concentração igual a 1,0 mol.L
-1
, são 
diluídos até o volume de 1,0 L, com água de 
torneira, a qual, devido aos processos de 
tratamento, contém íons cloreto (suponha a 
concentração destes íons igual a 3,55x10
-4
 g L
-1
). 
Dado: massa molar do cloro = 35,5 g 
 
Com relação ao texto anterior, é correto afirmar: 
a) A constante Kps do cloreto de prata é dada 
pela expressão [Ag+] + [Cl-] = 1,7 x 10
-10
 mol L
-1
. 
b) Após a diluição da solução de nitrato de prata, 
a expressão [Ag+] = [Cl-] = 1,7 x 10
-5
 mol L
-1
 é 
verdadeira. 
c) A concentração dos íons cloreto na solução 
diluída é maior que 1,0x10
-5
 mol L
-1
. 
d) Após a diluição da solução de nitrato de prata, 
as concentrações dos íons prata e dos íons 
nitrato são iguais. 
e) Durante a diluição deve ocorrer precipitação de 
cloreto de prata. 
 
13. Se adicionarmos um pouco de cloreto de 
cálcio, CaCl2, a uma solução saturada de 
hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, podemos afirmar 
que: 
1. ocorrerá um aumento do pH dessa solução. 
2. ocorrerá uma diminuição do pH dessa solução. 
3. não ocorrerá alteração do pH. 
4. ocorrerá precipitação de Ca(OH)2. 
Está(ao) correta(s) apenas a(s) alternativa(s): 
a) 3 e 4 
b) 1 
c) 2 
d) 3 
e) 2 e 4 
 
14. 
 
 
A tabela mostra as concentrações, em mol/L, do 
sistema em equilíbrio representado pela equação 
PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g), que foram obtidas, 
experimentalmente, a 297k. 
Calcule o valor aproximado de Kp para essa 
reação. Expresse o resultado indicando 50% do 
valor de Kp. 
 
15. O cloro é comumente utilizado como 
desinfetante nas estações de tratamento de água 
para torná-la apropriada para o consumo 
humano. A reação que ocorre entre o cloro e a 
água, na sua forma mais elementar é: 
 
 
 
Pergunta-se: 
a) Qual o número de oxidação do cloro no 
composto HClO? 
 
b) Em que sentido se deslocaria o equilíbrio da 
reação química que ocorre entre o Cl2 e a H2O, se 
considerarmos as duas situações abaixo: 
1º: o ácido hipocloroso é consumido na destruição 
de microorganismos; 
2º: uma base é adicionada para controlar o pH da 
água. 
 
c) Sabendo-se que o ácido clorídrico é um ácido 
mais forte que o ácido hipocloroso, escreva a 
expressão da constante de ionização do ácido 
que apresenta maior Ka. 
 
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84 
 
16. A produção de NO através da reação de N2 e 
O2 em motores automotivos é uma das principais 
fontes de poluição ambiental: 
 
N2(g) + O2(g) → 2NO(g) 
 
Partindo de 112g de N2 e 128g de O2 contidos em 
frasco fechado de 2L, a uma temperatura T°C: 
Dados: N = 14u; O = 16u 
a) Determine a constante de equilíbrio (Kc), à 
temperatura T, sabendo que a massa de NO no 
equilíbrio é de 120g. 
 
b) Considerando a formação de NO uma reação 
exotérmica, explique como irá variar a constante 
de equilíbrio ao aumentarmos a temperatura. 
 
17. A aspirina e o ácido acético são ácidos 
monopróticos fracos, cujas constantes de 
dissociação são iguais a 3,4 . 10
-4
 e 1,8 . 10
-5
, 
respectivamente. 
a) Considere soluções 0,1mol/L de cada um 
desses ácidos. Qual solução apresentará o menor 
pH? Justifique. 
 
b) Se os sais de sódio desses dois ácidos forem 
dissolvidos em água, formando duas soluções de 
concentração 0,1mol/L, qual dentre as soluções 
resultantes apresentará maior pH? Justifique. 
 
18. As concentrações de [H+] e de [OH-] típicas 
de algumas soluções encontradas em sua casa 
são apresentadas na tabela a seguir. Utilizando 
esses dados, responda aos dois itens abaixo. 
 
 
 
a) Determine o pH da Coca-Cola. 
 
b) Deseja-se neutralizar 100 litros de água de 
rejeito da lavanderia, contida em um tanque, pela 
adição de uma solução de 0,5 mol/L de ácido 
sulfúrico. Determine a quantidade (em litros) de 
solução ácida a ser utilizada. 
 
19. (PISM III) O butano é um gás usado, por 
exemplo, como combustível em isqueiros, onde, 
sob pressão, é armazenado como líquido. Na 
presença de catalisador, o equilíbrio é 
estabelecido entre os isômeros butano e 
isobutano. Sobre esse equilíbrio e as 
características desses compostos, responda às 
questões a seguir. 
a) Calcule a constante de equilíbrio, Kc, para a 
reação descrita abaixo, que se processa em um 
frasco de 1,0 L, com 0,50 mol L
-1
 de butano e 
1,25 mol L
-1
 de isobutano. 
 
 
b) Após a adição de mais 1,50 mol de butano ao 
frasco original, um novo equilíbrio é estabelecido 
e a concentração final de isobutano é de 2,32 mol 
L
-1
. Qual é a concentração do butano nesse novo 
equilíbrio?c) Equacione a reação balanceada de combustão 
completa do isobutano. Sabendo que o calor 
envolvido nessa reação é de 2868,72 kJ mol
-1
, 
classifique-a como exotérmica ou endotérmica. 
 
20. Substâncias ácidas e básicas estão presentes 
no nosso cotidiano e podem ser encontradas em 
diversos produtos naturais ou comerciais. Alguns 
exemplos são amoníaco (básico), limão (ácido) e 
vinagre (ácido). Sobre esses produtos, responda 
ao que se pede. 
a) O vinagre é uma solução aquosa de ácido 
acético em concentrações que podem variar de 4 
a 6%. Em soluções aquosas, existe o seguinte 
equilíbrio químico: 
 
 
 
Qual substância você usaria (HCl ou NaOH) para 
aumentar a concentração de ácido acético nessa 
solução? Explique. 
 
b) Calcule o pH do vinagre, a 25ºC, sabendo-se 
que a concentração hidroxiliônica, [OH
-
], nesse 
produto, é 1,0 x 10
-11
 mol/L. 
 
c) O hidróxido de amônio é uma base solúvel e 
fraca, que só existe em solução aquosa quando 
se fazborbulhar amônia em água. 
 
 
 
Escreva a expressão da constante de equilíbrio 
da reação de formação do hidróxido de amônio e 
calcule a massa do gás amônia necessária para 
produzir 2,06 g de hidróxido de amônio. 
 
21. Fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2,é um dos 
principais constituintes dos cálculos renais (pedra 
nos rins). Este composto precipita e se acumula 
nos rins. A concentração média de íons Ca
+2
 
excretados na urina é igual a 2 . 10
-3
 mol/L. 
Calcule a concentração de íons PO4
-3
 que deve 
estar presente na urina acima da qual começa a 
precipitar fosfato de cálcio. 
Dados: produto de solubilidade de Ca3(PO4)2 = 
1 . 10
-25
; massas atômicas: Ca = 40, P = 31, 
O = 16. 
 
22. (Fuvest) A isomerização catalítica de 
parafinas de cadeia não ramificada, produzindo 
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seus isômeros ramificados, é um processo 
importante na indústria petroquímica. 
A uma determinada temperatura e pressão, na 
presença de um catalisador, o equilíbrio 
 
 
 
é atingido após certo tempo, sendo a constante 
de equilíbrio igual a 2,5. Nesse processo, partindo 
exclusivamente de 70,0 g de n-butano, ao se 
atingir a situação de equilíbrio, x gramas de n-
butano terão sido convertidos em isobutano. O 
valor de x é 
a) 10,0 
b) 20,0 
c) 25,0 
d) 40,0 
e) 50,0 
 
23. (Fuvest) Considere 4 frascos, cada um 
contendo diferentes substâncias, a saber: 
 
Frasco 1: 100 mL de H2O(l) 
Frasco 2: 100 mL de solução aquosa de ácido 
acético de concentração 0,5 mol/L 
Frasco 3: 100 mL de solução aquosa de KOH de 
concentração 1,0 mol/L 
Frasco 4: 100 mL de solução aquosa de HNO3 de 
concentração 1,2 mol/L 
 
A cada um desses frascos, adicionaram-se, em 
experimentos distintos, 100 mL de uma solução 
aquosa de HCl de concentração 1,0 moI/L. 
Medindo-se o pH do líquido contido em cada 
frasco, antes e depois da adição de HCl(aq), pôde-
se observar aumento do valor do pH somente 
a) nas soluções dos frascos 1, 2 e 4. 
b) nas soluções dos frascos 1 e 3. 
c) nas soluções dos frascos 2 e 4. 
d) na solução do frasco 3. 
e) na solução do frasco 4. 
 
24. (Fuvest) A magnitude de um terremoto na 
escala Richter é proporcional ao logaritmo, na 
base 10, da energia liberada pelo abalo sísmico. 
Analogamente, o pH de uma solução aquosa é 
dado pelo logaritmo, na base 10, do inverso da 
concentração de íons H
+
. 
Considere as seguintes afirmações: 
I. O uso do logaritmo nas escalas mencionadas 
justifica-se pelas variações exponenciais das 
grandezas envolvidas. 
II. A concentração de íons H+ de uma solução 
ácida com pH 4 é 10 mil vezes maior que a de 
uma solução alcalina com pH 8. 
III. Um abalo sísmico de magnitude 6 na escala 
Richter libera duas vezes mais energia que outro, 
de magnitude 3. 
 
Está correto o que se afirma somente em: 
a) I. 
b) II. 
c) III. 
d) I e II. 
e) I e III. 
 
25. (Fuvest) As figuras a seguir representam, de 
maneira simplificada, as soluções aquosas de 
três ácidos, HA, HB e HC, de mesmas 
concentrações. As moléculas de água não estão 
representadas. 
 
 
Considerando essas representações, foram feitas 
as seguintes afirmações sobre os ácidos: 
I. HB é um ácido mais forte do que HA e HC. 
II. Uma solução aquosa de HA deve apresentar 
maior condutibilidade elétrica do que uma solução 
aquosa de mesma concentração de HC. 
III. Uma solução aquosa de HC deve apresentar 
pH maior do que uma solução aquosa de mesma 
concentração de HB. 
 
Está correto o que se afirma em 
a) I, apenas. 
b) I e II, apenas. 
c) II e III, apenas. 
d) I e III, apenas. 
e) I, II e III. 
 
26. (Fuvest) Um botânico observou que uma 
mesma espécie de planta podia gerar flores azuis 
ou rosadas. Decidiu então estudar se a natureza 
do solo poderia influenciar a cor das flores. Para 
isso, fez alguns experimentos e anotou as 
seguintes observações: 
 
I. Transplantada para um solo cujo pH era 5,6 , 
uma planta com flores rosadas passou a gerar 
flores azuis. 
II. Ao adicionar um pouco de nitrato de sódio ao 
solo, em que estava a planta com flores azuis, a 
cor das flores permaneceu a mesma. 
III. Ao adicionar calcário moído (CaCO3) ao solo, 
em que estava a planta com flores azuis, ela 
passou a gerar flores rosadas. 
 
Considerando essas observações, o botânico 
pode concluir que 
a) em um solo mais ácido do que aquele de pH 
5,6 , as flores da planta seriam azuis. 
b) a adição de solução diluída de NaCl ao solo, 
de pH 5,6 , faria a planta gerar flores rosadas. 
c) a adição de solução diluída de NaHCO3 ao 
solo, em que está a planta com flores rosadas, 
faria com que ela gerasse flores azuis. 
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d) em um solo de pH 5,0 , a planta com flores 
azuis geraria flores rosadas. 
e) a adição de solução diluída de A_(NO3)3 ao 
solo, em que está uma planta com flores azuis, 
faria com que ela gerasse flores rosadas. 
 
27. (Fatec) Considere as seguintes misturas: 
 
I. leite de magnésia (suspensão aquosa de 
hidróxido de magnésio); 
II. limonada ( suco de limão, água e açúcar); 
III. salmoura ( cloreto de sódio dissolvido em 
água). 
 
Assinale a alternativa que classifica, 
corretamente, essas três misturas. 
 
 
28. (FGV) Uma das etapas da decomposição 
térmica do bicarbonato de sódio ocorre de acordo 
com a equação: 
 
2 NaHCO3(s)→ Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) 
 
Considerando que a reação está ocorrendo em 
um recipiente fechado, um procedimento 
adequado para aumentar a quantidade 
de produtos formados seria: 
(A) adicionar vapor d’água. 
(B) adicionar carbonato de sódio. 
(C) aumentar a pressão no recipiente. 
(D) adicionar gás carbônico. 
(E) abrir o recipiente. 
 
29. (FGV) O gráfico mostra a variação de energia 
com o desenvolvimento da reação apresentada 
pela equação: 
 
 
 
Em relação a essa reação, é correto afirmar: 
(A) o aumento de temperatura afeta o equilíbrio 
do sistema. 
(B) a adição de catalisador aumenta a constante 
de equilíbrio da reação. 
(C) a adição de catalisador diminui a constante de 
equilíbrio da reação. 
(D) a adição de reagentes diminui a constante de 
equilíbrio da reação. 
(E) no equilíbrio, as concentrações de A, B e C 
são necessariamente iguais. 
 
30. (FGV) Alterações de pH do solo podem ser 
danosas à agricultura, prejudicando o 
crescimento de alguns vegetais, como a soja. 
O solo pode tornar-se mais ácido devido à 
alteração nas composições de alguns minerais e 
ao uso de fertilizantes, ou mais alcalino pela 
ausência das chuvas. Os óxidos que, ao serem

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