ananeryfm-lista_exercicios_2012_2_quimica_geral_II

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO SANTO 
Departamento de Ciências Naturais 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GERAL II 
DCN05885 
 
 
 
 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Centro Universitário Norte do Espírito Santo 
Rodovia BR 101 Norte, Km. 60, Bairro Litorâneo, CEP 29932-540 
São Mateus – ES 
Sítio eletrônico: http://www.ceunes.ufes.br 
2 
 
EXERCÍCIOS SOBRE CINÉTICA QUÍMICA 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1 - Qual é o objetivo da Cinética Química? 
 
2 - Como se define velocidade média e velocidade instantânea de consumo de reagentes ou 
formação de produtos? 
 
3 - Quais as unidades mais comuns de velocidade de reação? 
 
4 - Como se relacionam matematicamente as diversas velocidades de formação e consumo numa 
reação genérica do tipo aA + bB → cC + dD ? 
 
5 - Como se expressa a influência da concentração das espécies na velocidade de uma reação? 
 
6 - Que é ordem de reação? De que maneira é determinada? 
 
7 - Que é constante de velocidade? 
 
8 - A seguir são arroladas algumas reações e suas respectivas equações de velocidade. Diga qual é 
a ordem das reações, argumentando a resposta. 
 
 REAÇÃO LEI DE VELOCIDADE ORDEM 
 
HI(g) → 1/2 H2(g) + 1/2 I2(g) v = k.[HI]2 
 
IO3- + 2 Br- + 2 H+ → IO2- + Br2 + H2O v = k.[IO3-].[Br-].[H+] 
 
CH3CHO(g) → CH4(g) + CO(g) v = k.[CH3CHO]3/2 
 
9 - Que são reações elementares? 
 
10 - Que é mecanismo de reação? 
 
11 - Em que se baseia a teoria das colisões para explicar a velocidade das reações químicas? 
 
12 - Outra teoria que tenta explicar a velocidade das reações é a “Teoria Absoluta” ou “Teoria do 
estado de transição “ e é a que apresenta melhor concordância entre as previsões teóricas e os resultados 
obtidos experimentalmente. Em que se baseia essa teoria? Que tipos de reações apresentam maior 
adequação entre teoria e experimentação? 
 
13 - Proponha um gráfico de energia potencial x coordenada de reação para um processo 
exotérmico genérico, com formação de complexo ativado. 
 
14 - Como se define catalisador? 
 
15 - Quais os tipos de catálise? Como age o catalisador em cada caso? 
 
EXERCÍCIOS 
 
1. Considere a combustão do metano: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) 
 Se a concentração de metano decresce à razão de 0,40 mol/L/s, quais são as velocidades de 
formação de CO2 e H2O? 
 
2. Na presença de solução ácida de fenol, o íon iodato reduz-se a iodito pela ação do brometo, de 
acordo com a equação: IO3- + 2 Br- + 2 H+ → IO2- + Br2 + H2O. 
 A 35ºC, com concentrações iniciais de iodato e brometo respectivamente iguais a 5,00.10-3 mol/L 
e 1,00.10-2 mol/L , observou-se que, após transcorridos 12,8 minutos de reação, a concentração de iodato 
baixou para 4,23.10-3 mol/L. Calcule: 
 a) a velocidade de consumo de iodato. 
 b) a velocidade de consumo de brometo. 
 c) a velocidade de formação de iodito. 
 
3. A reação 2 NO(g) + Cl2(g) → 2 NOCl(g) é efetuada em recipiente fechado. Se a pressão parcial 
de NO decresce à taxa de 30 torr/min, qual a taxa de variação da pressão total do sistema? 
 
3 
 
4. Para a reação NO(g) + 1/2 Br2(g) → NOBr(g) é proposto o seguinte mecanismo: 
 (1) NO(g) + Br2(g) NOBr2(g) (equilíbrio rápido) 
 (2) NOBr2(g) + NO(g) → 2 NOBr(g) (lento) 
 A partir da informação determine a ordem da reação. 
 
5. O seguinte mecanismo foi proposto para a reação em fase gasosa entre clorofórmio e cloro: 
 k1 
 (1) Cl2(g) 2Cl(g) (rápido) 
 k
-1 
 k2 
 (2) Cl(g) + CHCl3(g) → HCl(g) + CCl3(g) (lento) 
 k3 
 (3) Cl(g) + CCl3(g) → CCl4(g) (rápido) 
 
5.1 - Qual é a reação total que descreve o processo? 
5.2 - Quais são as substâncias intermediárias no mecanismo proposto? 
5.3 - Qual a lei de velocidade proposta pelo mecanismo ? Qual a ordem global? 
 
6. Obter a ordem das reações abaixo discriminadas, usando a tabela de dados cinéticos 
correspondente. 
 
6.1 - Reação: NO(g) + H2(g) → 1/2 N2(g) + H2O(g) 
 
Experiência P inicial de NO (torr) P inicial de H2 (torr) velocidade inicial (torr/min) 
1 120 20 20 
2 120 40 40 
3 20 120 3 
4 40 120 12 
 
6.2 - Reação: CH3Cl(g) + H2O(g) → CH3OH(g) + HCl(g) 
 
Medida [CH3Cl], mol/L [H2O], mol/L velocidade inicial mol/L.s 
1 0,500 0,500 22,700 
2 0,750 0,500 34,050 
3 0,500 0,750 51,075 
4 0,500 0,250 5,675 
5 0,750 0,125 2,128 
 
6.2.1 - Qual é a lei de velocidade e a ordem da reação? 
6.2.2 - Qual o valor da constante de velocidade? 
 
6.3 - Reação: C2H4(g) + O3(g) → 2 CH2O(g) + 1/2 O2(g) 
 
Medida [O3]inicial [C2H4]inicial velocidade inicial de aparecimento de CH2O 
mol/L.s 
1 0,50.10-7 1,0.10-8 1,0.10-12 
2 1,5.10-7 1,0.10-8 3,0.10-12 
3 1,0.10-7 2,0.10-8 4,0.10-12 
 
7. Considere a reação do peroxidissulfato com iodeto em solução aquosa e os dados na tabela a 
seguir: S2O82-(aq) + 3 I-(aq) → 2 SO42-(aq) + I3-(aq) 
 
Experiência [S2O82-], mol/L [I-], mol/L -∆[S2O82-] / ∆t, mol/L.s 
1 0,038 0,060 1,4.10-5 
2 0,076 0,060 2,8.10-5 
3 0,076 0,030 1,4.10-5 
 
a) Qual é a expressão da lei de velocidade? Explique! 
b) Qual o valor da constante de velocidade? 
c) Qual é a velocidade de consumo de S2O8-2 quando as concentrações instantâneas de S2O8-2 e I- 
são respectivamente 0,025 mol/L e 0,100 mol/L? 
4 
 
8. Para a reação BF3(g) + NH3(g) → F3BNH3(g) a tabela de dados cinéticos correspondente é: 
 
Experiência [BF3], mol/L [NH3], mol/L velocidade inicial mol/L.s 
1 0,2500 0,2500 0,2130 
2 0,2500 0,1250 0,1065 
3 0,2000 0,1000 0,0682 
4 0,3500 0,1000 0,1193 
5 0,1750 0,1000 0,0596 
 
a) Qual é a expressão da lei da velocidade? Explique! 
b) Qual é o valor da constante de velocidade? 
 
9. A decomposição do N2O5, de acordo com a reação abaixo, segue uma cinética de primeira ordem 
com k = 5,2.10-3 s-1. Partindo-se de uma concentração inicial de 0,040 mol/L, calcule a concentração de 
N2O5 após 10 minutos do início da reação. 
 2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g) 
 
10. A constante de velocidade da reação abaixo que ocorre na estratosfera é 9,7.1010 L/mol.s a 
800ºC. A energia de ativação da reação é 315 kJ/mol. Determine a constante de velocidade a 700ºC. 
 
 O(g) + N2(g) → NO(g) + N(g) 
 
11. A velocidade de hidrólise bacteriana de músculo de peixe é duas vezes maior a 2,2ºC do que a -
1,1ºC. Estime a Energia de ativação para a reação. Relacione com o problema de armazenamento de 
carne de peixe. 
 
12. A ocorrência natural do isótopo 14 do carbono na matéria viva é da ordem de 1,1x10-13 mol%. A 
análise radioquímica de um objeto recolhido de uma escavação arqueológica mostrou um conteúdo de C14 
da ordem de 0,89x10-14 mol%. Calcule a idade do objeto. (dado adicional: t1/2 do C14 é 5720 anos) 
 
13. Uma certa reação de primeira ordem está 34,5% completa após 4,9 minutos do seu início. Qual o 
valor da constante de velocidade dessa reação? 
 
14. Se um ser humano ingere ácido diclorofenoxiacético, um herbicida muito comum, a eliminação 
na urina poderia, virtualmente, ser considerada uma reação de primeira ordem, com uma meia vida de 220 
horas. Quanto tempo será necessário para que uma certa quantidade desse composto se reduza a 20% 
do valor original ingerido? 
 
15. A 1000ºC o ciclopropano, um composto orgânico, reage de acordo com a equação química: 
CH2
H2C CH2
H2C=CH-CH3
 
Essa é uma reação de primeira ordem com meia vida de 7,5x10-2 segundos. Calcule o tempo 
necessário para que 90% de certa quantidade de cicloproano seja consumido nessas condições. 
 
 
 
RESPOSTAS: 
 
 
1. Respectivamente 0,40 mol/L e 0,80 mol/L 
2. a) 6,01.10-5mol/L.min b) 1,20.10-4 mol/L.min c) 6,01.10-5 mol/L.min 
3. 15 torr/min 4. terceira ordem; v= k.[NO]2.[Br2] 5. v = k2(k1/k-1)1/2.[CHCl3].[Cl2]1/2; ordem 3/2 
6.1. terceira ordem 6.2.1. v = k[CH3Cl].[H2O]2 terceira ordem 6.2.2. 181,6 (L/mol)2 / s 
6.3. Segunda ordem (primeira ordem para O3 e primeira ordem para C2H4) 
7. a) v = k.[S2O82-].[I-] b) k = 6,1.10-3 L/mol.s c) 1,5.10-5 mol/L.s 8. a) v = k.[BF3].[NH3] b) 3,41 L/mol.s 
9. 0,0018 mol/L 10. 2,5.109 L/mol.s 11. Ea = 1,3.105 joules/mol 12. 2,1.104 anos 
13. 0,086 min-1 14. 511 h (21 dias e 7 h) 15. 0,25 s 
 
 
 
 
 
5 
 
EXERCÍCIOS SOBRE TERMODINÂMICA QUÍMICA 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1 - Qual é o objetivo da Termodinâmica Química? 
2 - Como se define sistema? E meio externo ou vizinhanças? 
3 - O que é propriedade de um sistema? 
4 - O que é estado de um sistema? 
5 - Que são propriedades termodinâmicas ou funções de estado? 
6 - Quais as principais características das funções de estado? 
7 - Como se calcula trabalho numa expansão gasosa a pressão constante? 
8 - Trabalho é propriedade termodinâmica? Argumentar a resposta. 
9 - Energia é função de estado? Argumentar a resposta. 
10 - Qual é o enunciado do Primeiro Princípio da Termodinâmica? 
11 - Calor é propriedade do sistema ou característica do processo? 
12 - Como se define variação de entalpia de um sistema num processo? 
13 - Qual a relação entre energia interna e entalpia? 
14 - Qual é o enunciado da lei de Hess? 
15 - Como se define entalpia padrão de formação, ∆Hfo? 
16 - Que são capacidades caloríficas molares? De que fatores dependem? 
17 - Como se pode definir entropia de um sistema? 
18 - Qual é o enunciado do Segundo Princípio da Termodinâmica? 
19 - Como se caracteriza entropia numa abordagem microscópica? 
20 - Qual é o enunciado do Terceiro Princípio da Termodinâmica? Que são entropias absolutas? 
21 - Que é energia livre de um sistema? 
22 - O que é variação de energia livre padrão? Qual o seu significado para um processo? 
23 - Como se interpreta o valor de ∆G de um sistema que está sofrendo um processo? 
 
PROBLEMAS 
 
1 - Um gás é confinado num recipiente sob pressão atmosférica constante. Quando 600 joules de 
calor são adicionados ao gás ele expande e efetua 140 joules de trabalho nas vizinhanças. Calcular ∆H e 
∆E para o processo. 
 
2 - As densidades da água líquida e do gelo são respectivamente 0,9998 e 0,917 g/cm3. Calcular ∆H 
e ∆E para a solidificação de um mol de água a 00C e 1 atm, sabendo que o calor de fusão da água a 00C 
e 1 atm é 1440 cal/mol. 
 
3 - Na vaporização de um grama de água líquida a 1000C e 1 atm são formados 1671 mL de vapor 
de água. Se a quantidade de calor absorvida foi de 540 cal, calcular ∆H e ∆E para o processo: 
H2O(l, 100oC) → H2O(v, 100oC). 
Quais os valores de ∆Hvap e ∆Uvap molares nessa temperatura? 
 
4 - Calcular a entalpia padrão de formação do álcool etílico, C2H6O(l), a partir do conhecimento de 
sua entalpia padrão de combustão, ∆H0comb = -326,70 kcal/mol e outros dados da tabela de 
Termodinâmica. 
 
5 - Uma amostra de 1,500 g de tolueno líquido, C7H8(l), foi colocada numa bomba calorimétrica 
juntamente com excesso de oxigênio. Durante a combustão a temperatura aumentou de 250C para 
26,4130C. Os produtos da reação são CO2(g) e H2O(l) e a capacidade calorífica total do calorímetro é 45,06 
kJ/0C. Pergunta-se: 
a) Qual o valor da entalpia padrão de combustão do tolueno? 
b) Qual o valor da entalpia padrão de formação do tolueno? 
 
6 – A 25ºC e 1 atm, a reação de 1,00 mol de CaO com água libera 15,6 kcal. Quais são ∆H e ∆U, por 
mol de CaO, para esse processo se as densidades de CaO(s), H2O(l) e Ca(OH)2(s), a 25ºC são 3,25 g/mL, 
0,997 g/mL e 2,24 g/mL, respectivamente? O que isto lhe diz sobre os valores relativos de ∆H e ∆U, 
quando todas as substâncias são líquidas ou sólidas? CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) 
 
7 – A 25ºC, queimando-se 0,20 mol de H2 com 0,1 mol de O2 para produzir H2O(l) em uma bomba 
calorimétrica, a temperatura do aparelho se eleva 0,880ºC. Quando 0,0100 mol de tolueno, C7H8, é 
6 
 
queimado neste calorímetro, a temperatura é aumentada de 0,615ºC. A equação para a reação de 
combustão é: C7H8(l) + 9 O2(g) → 7 CO2(g) + 4 H2O(l) 
Calcule ∆U para esta reação. Use ∆Hºf298 para H2O(l), encontrado na tabela de termodinâmica para 
calcular ∆Uºf298 para H2O(l). 
 
8 – Dadas as seguintes equações termoquímicas: 
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ∆H = - 28 kJ 
3 Fe2O3(s) + CO(g) → 2 Fe3O4(s) + CO2(g) ∆H = - 59 kJ 
Fe3O4(s) + CO(g) → 3 FeO(s) + CO2(g) ∆H = + 38 kJ 
Calcule ∆H para a reação: FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) 
 
9 - Quando 200 mL de HCl 1,00 mol/L a 250C foram misturados com 150 mL de NaOH 1,00 mol/L, 
também a 250C, num frasco de Dewar, a temperatura da mistura reagente aumentou para 30,00C. 
Calcular ∆H em kJ para a neutralização de um mol de H+ por um mol de OH-. 
 
10 - A evaporação da transpiração é uma maneira de o corpo descartar o excesso de energia 
produzida durante exercício físico e, desse modo, manter constante a temperatura. Quantos kJ são 
removidos do corpo pela evaporação de 10,0 g de água a 250C? (Procurar entalpias de formação da água 
líquida e água vapor a 250C na tabela de Termodinâmica). 
 
11 - O calor de combustão do etanol é -1371 kJ/mol a 250C. Uma garrafa de cerveja de 350 ml 
contém 3,7% de álcool em massa. Supondo densidade igual a 0,97 g/mL, qual o conteúdo calórico de 
álcool na cerveja expresso em calorias nutricionais? (1 Cal = 1 kcal). 
 
12 - A volume constante o calor de combustão do ácido benzóico é -26,38 kJ/g. Uma amostra de 
1,200 g de ácido benzóico é queimada numa bomba calorimétrica. A temperatura do calorímetro aumentou 
de 22,450C para 26,100C. Qual a capacidade calorífica total do calorímetro? 
 
13 - Aspirina é produzida comercialmente a partir de ácido salicílico, C7O3H6. Um grande 
carregamento de ácido salicílico está contaminado com óxido bórico, que é também um pó branco. O 
∆U0comb do ácido salicílico é -3,00.103 kJ/mol. Óxido bórico, por sua vez, não queima, pois é uma forma 
totalmente oxidada. Quando uma amostra de 3,556 g de ácido salicílico contaminado é queimada em 
bomba calorimétrica, a temperatura aumenta 2,5560C. Se a capacidade calorífica total do calorímetro é 
13,62 kJ/0C, qual a percentagem em massa de B2O3 na amostra? 
 
14 - Quando uma amostra de NaOH de 6,50 g é dissolvida em 100 g de água num frasco de Dewar, 
a temperatura da mistura aumenta de 21,60C para 37,80C. Calcular ∆H para o processo: 
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq). 
Suponha que o calor específico da solução é o mesmo que para água pura. 
 
15 - Calcule o calor envolvido no processo de dissolução representado abaixo, se as quantidades de 
nitrato de amônio e água são respectivamente iguais a 200 g e 100 mL. 
NH4NO3(s) → NH4+(aq) + NO3-(aq) 
Dados: solubilidade do NH4NO3 = 190 g em 100 mL de água 
∆Hf0 (NH4+(aq)) = -132,89 kJ/mol 
∆Hf0(NO3-(aq)) = -206,57 kJ/mol 
∆H0f(NH4NO3(s)) = -365,56 kJ/mol. 
 
16 - Um mol de vapor de água é comprimido reversivelmente a água líquida na temperatura do ponto 
de ebulição, 1000C. A entalpia de vaporização da água a 1000C e 1 atm é 539,7 cal/g. Calcular q, w, ∆U, 
∆H, ∆Ssist e ∆G. Dados (a 100ºC): dvapor = 0,598 g/L; dágua = 1,0 g/mL) 
 
17 - Como varia a entropia do sistema quando ocorrem os seguintes processos: 
(a) um sólido é fundido 
(b) um líquido é vaporizado 
(c) um sólido é dissolvido em água 
(d) um gás é liquefeito 
 
18 - Para cada um dos seguintes pares escolha a substância com a entropia mais elevada (por mol) 
na temperatura considerada: 
(a) O2(g) a 5 atm e O2(g) a 0,5 atm 
(b) Br2(g) e Br2(l) 
7 
 
(c) 1 mol de N2(g) em 22,4 L e 1 mol de N2(g) em 2,24 L. 
(d) CO2(g) e CO2 dissolvido em água. 
 
19 - Dado Kb da amônia a 298 K como sendo igual a 1,76.10-5. 
NH3(aq) + H2O(l)NH4+(aq) + OH-(aq) 
(a) calcular ∆G0 para a reação: 
(b) Qual é o valor de ∆G no equilíbrio? 
(c) Qual é o valor de ∆G quando as concentrações de NH3, NH4+ e OH- são respectivamente iguais a 
0,10 mol/L, 0,10 mol/L e 0,050 mol/L? 
 
20 - As células usam a hidrólise do trifosfato de adenosina, ATP, como fonte de energia. A 
conversão de ATP em ADP possui uma energia livre padrão de -30,5 kJ/mol. Se toda a energia livre do 
metabolismo da glicose é encaminhada para a conversão de ADP em ATP, quantos mols de ATP podem 
ser produzidos por mol de glicose metabolisada? Dados: entalpia padrão de formação e entropia absoluta 
padrão de C6H12O6(s) respectivamente iguais a -304,6 kcal/mol e 50,7 cal/K. 
 
C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l) 
 
21 - Qual a máxima quantidade de trabalho útil, expresso em kJ, que se pode obter a 250C e 1 atm 
pela oxidação de 1,00 mol de propano, C3H8, de acordo com a equação: 
C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g) 
 
22 - Calcular ∆G0298 para H2O2(g) → H2O(g) + ½ O2(g), sendo dados ∆H0298 = -106 Kj e ∆S0298 = 58 
J/K. Poder-se-ia esperar que H2O2(g) fosse estável a 298 K? Explique! 
 
23. O calor específico da prata é 0,0565 cal/g oC. Assumindo nenhuma perda de calor para o meio, 
calcule a temperatura final quando 100 g de prata a 40oC é imersa em 60 g de água a 10oC. 
 
24. O ponto de fusão de certa substância é 70oC, seu ponto de ebulição é 450oC, sua entalpia de 
fusão é 125,4 J/g, sua entalpia de vaporização é 188,1 J/g e seu calor específico é 0,90 J/gK. Calcule o 
calor requerido para converter 100 g da substância do estado sólido a 70oC a vapor a 450oC. 
 
25. Qual o calor necessário para converter 10 g de gelo à –10oC a água líquida a 10oC? 
Dados: cgelo = 2,09 J/g oC, cágua = 4,18 J/g oC, ∆Hfusão = 334,4 J/g. 
 
26. Determine a temperatura resultante quando 150 g de gelo a 0oC é misturado com 300 g de água 
a 50oC. Dados: cágua = 4,18 J/g oC, ∆Hfusão = 334,4 J/g. 
 
27. Quando 1 kg de carvão antracito é queimado, cerca de 30514 kJ de calor são liberados. Que 
quantidade de carvão é requerida para aquecer 4 kg de água da temperatura ambiente (20oC) até o ponto 
de ebulição (em 1 atm de pressão), assumindo que não há perda de calor? Dados: cágua = 4,18 J/g oC. 
 
RESPOSTAS DOS PROBLEMAS: 
 
1- ∆H = 600 J ; ∆U = 460 J 
2- ∆H = -1,44.103 cal; ∆U = -1,44.103 cal 
3- ∆H = 540 cal ; ∆U = 499 cal ; ∆H molar 
= 9720 cal/mol; ∆U molar=8,99.103 cal/mol 
4- -66,36 kcal/mol 
5- - 934,5 kcal/mol ; 2,95 kcal/mol 
6- ∆H=∆U= -15,6 kcal pois P.∆V= -5,04.10-
5
 kcal 
7- - 942,4 kcal/mol 
8- ∆H = -16,83 kJ 
9- - 48,8 kJ/mol 
10- - 24,3 kJ 
11- 89 Cal 
12- 8,67 kJ/ºC 
13- 55 % 
14 - - 44,4 kJ/mol 
15- 62,0 kJ 
16- qp = ∆H = -9,71.103 cal; ∆U = -8,97.103 cal; 
w = 734,3 cal ; ∆S = -26,0 cal/K ; ∆G = 0 . 
17- (a) aumenta. (b) aumenta. (c) aumenta. (d) diminui. 
18- (a) O2(g) a 0,5 atm; (b) Br2(g); (c) 1 mol de N2(g) em 22,4 
L; (d) CO2(g) 
19- a) 27,1 kJ/mol b) zero c) 19,7 kJ 
20- 94,3 mols 
21- -2073,22 kJ 
22- ∆G 0 = - 123,3 kJ 
23- 12,6ºC 
24- 65,5 kJ 
25- 3971 J 
26- 6,7ºC 
27- 44 g 
 
8 
 
EXERCÍCIOS SOBRE EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1. Como é possível deduzir uma expressão geral para a constante de equilíbrio utilizando a lei da 
ação das massas para reações elementares? 
2. Como se sabe que uma reação química em sistema fechado atingiu o estado de equilíbrio? 
3. Quais as características do estado de equilíbrio? 
4. Que relação se pode estabelecer entre o valor de K e a viabilidade termodinâmica de uma 
reação? 
5. Qual a relação entre o valor da constante de equilíbrio e a escolha da equação química que 
representa o processo ? E quando há combinações de equilíbrios? 
6. Quais as formas usuais de representar a constante de equilíbrio 
7. Explique a diferença entre Q (quociente de reação) e K. 
 
PROBLEMAS 
 
1. Expresse a constante de equilíbrio para as equações abaixo: 
1.1. NH4NO2(s) N2(g) + 2 H2O(g) 
1.2. FeO(s) + H2(g) Fe(s) + H2O(g) 
1.3. 4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s) 
 
2. Explique em termos de Q, K e ∆G o que acontece com o equilíbrio NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) 
quando: a) NH3 é adicionado; b) NH4HS é adicionado; c) gás inerte é adicionado a P e T 
constantes; d) H2S é retirado. 
 
3. A 2727 0C o Kc para a reação Cl2(g) 2 Cl(g) vale 0,37. No equilíbrio, em sistema fechado, a 
pressão de Cl2 é 0,86 atm. Qual a pressão parcial de Cl no recipiente? 
 
4. O valor de Kp a 3770C para a reação 3 H2(g) + N2(g) 2 NH3(g) é 1,2. Calcule Kc para a 
equação NH3(g) 1/2 N2(g) + 3/2 H2(g). 
 
5. Um recipiente é carregado com 0,50 atm de N2O4 e 0,50 atm de NO2 a 250C. Depois de atingido o 
equilíbrio, representado pela equação N2O4(g) 2 NO2(g), a pressão parcial do N2O4 é 0,60 atm. 
Calcule Kp a 250C. 
 
6. Uma mistura de 0,1 mol de NO, 0,050 mol de H2 e 0,1 mol de H2O é colocada num recipiente 
fechado de 1 litro. Após certo tempo é estabelecido o equilíbrio: 
2 NO(g) + 2 H2(g) N2(g) + 2 H2O(g) 
No equilíbrio a concentração de NO é 0,062 mol/L. Calcule Kc. 
 
7. A 12850C a constante de equilíbrio para a reação Br2(g) 2 Br(g) é Kc = 1,04.10-3. Um frasco 
de 0,2 L, contendo uma mistura em equilíbrio dos gases, apresenta 0,245 g de bromo gasoso, Br2(g). Qual 
a massa de Br(g) presente? 
 
8. Uma amostra de 0,831g de SO3 é colocada num recipiente evacuado de 1 litro e aquecida a 1100 
K. O anidrido sulfúrico sofre decomposição de acordo com a equação: 
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) 
No equilíbrio a pressão total no recipiente é 1,300 atm. Calcule Kc e Kp para o processo a 1100 K. 
 
9. PCl5 puro é introduzido em uma câmara evacuada atingindo o equilíbrio a 2500C e 2 atm, segundo 
a equação PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g). A mistura em equilíbrio contém 40,7% em volume de cloro. 
a1. Quais as pressões parciais de PCl5 e PCl3 no equilíbrio? 
a2. Qual o valor de Kp a 2500C? 
a3. Qual o grau de dissociação do PCl5 nessas condições? 
Se a mistura gasosa é expandida a 2500C até uma pressão de 0,200 atm, calcule: 
b1. a pressão parcial de cloro no novo equilíbrio. 
b2. a % em volume de cloro no novo equilíbrio. 
b3. a % de pentacloreto de fósforo dissociado no novo equilíbrio. 
9 
 
10. A 308 K o Kp para a reação N2O4(g) 2 NO2(g) é 0,249. Quais as pressões parciais dos dois 
gases no equilíbrio? Calcule o grau de dissociação de tetróxido de dinitrogênio a 308 K e pressão total de 
2 atm. 
 
11. Sabendo-se que a 250C e pressão total de 0,25 atm o brometo de nitrosila está 34% dissociado, 
calcule o valor de Kp a 250C para a reação representada pela equação: 
2 NOBr(g) 2 NO(g) + Br2(g) 
 
12. Uma mistura de H2, I2 e HI em equilíbrio a 4580C contém 2,24.10-2 mol/L de H2, 2,24.10-2 mol/L 
de I2 e 0,155 mol/L de HI num recipiente de 5,00 litros. Qual a condição final de equilíbrio quando este é 
restabelecido após a adição de 0,1 mol de HI? 
 
13. Um recipiente fechado contém 1,0 mol de BaCO3, 1,0 mol de BaO e 1,0 mol de CO2 em 
equilíbrio, segundo a equação BaCO3(s) BaO(s) + CO2(g). Se meio mol de CO2 for adicionado ao 
sistema, o que acontecerá com as quantidades das três substâncias presentes, supondo volume 
constante? 
 
14. A 21,80C a constante de equilíbrio Kc da reação representada pela equação abaixo apresenta o 
valor 1,2.10-4. 
NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) 
Calcule as concentrações de equilíbrio de amônia e sulfeto de hidrogênio se uma amostra do sólido é 
colocada num frasco fechado e se permite que haja decomposição até o estabelecimento do equilíbrio a 
21,80C. 
 
15. Carbamato de amônio, NH4CO2NH2(s), decompõe-se por aquecimento segundo a equação 
NH4CO2NH2(s) 2 NH3(g) + CO2(g). Colocando-se certa quantidade do sólido num frasco rígido a 
250C, constata-se que a pressão total de equilíbrio é 0,117 atm. Qual o valor de Kp para a equação dada? 
Qual deve ser a pressão adicional de CO2 para que, no novo equilíbrio, a pressão de NH3reduza-se à 
metade do valor original? 
 
16. A certa temperatura Kc = 7,5 para a reação representada pela equação: 2 NO2(g) N2O4(g) 
Se 2,0 mols de NO2 são colocados num frasco de 2 litros para reagir, quais serão as concentrações 
de equilíbrio de NO2 e N2O4? Quais serão as novas concentrações de equilíbrio se o volume do frasco for 
dobrado? 
 
17. A 1200 K, temperatura aproximada dos gases de exaustão dos automóveis, a constante Kp para 
a reação 2 CO2(g 2 CO(g) + O2(g) é 1,0.10-3. Supondo que o gás do escapamento (pressão total = 
l,0 atm) contém percentagens volumétricas de CO, CO2 e O2 respectivamente iguais a 0,20%, 12% e 
3,0%, pergunta-se: a) o sistema está em equilíbrio? b) Se não estiver, como irá se comportar o sistema até 
atingir o estado de equilíbrio? 
 
18. A 700 K a constante de equilíbrio Kp para a reação 2 NO(g) + Cl2(g) 2 NOCl(g) apresenta 
o valor 0,26. Preveja o comportamento das seguintes misturas, na mesma temperatura: 
 
PNO P(Cl2) PNOCl 
a) 0,15 atm 0,31 atm 0,11 atm 
b) 0,12 atm 0,10 atm 0,050 atm 
c) 0,15 atm 0,20 atm 0,0050 atm 
 
19. Uma mistura gasosa contém 0,30 mol/L de SO2, 0,16 mol/L de Cl2 e 0,50 mol/L de cloreto de 
sulfurila, SO2Cl2. Se Kc = 0,011 para o equilíbrio representado pela equação: 
SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g), 
Pergunta-se: a) o sistema está em equilíbrio? b) se não estiver, em que sentido deve evoluir a 
reação até atingir o equilíbrio? 
 
20. A 1000 K o Kp para a reação I2(g) 2 I(g) é 3,1.10-3. Observa-se que num recipiente selado 
a 1000 K a pressão de I2 é 0,21 atm e a de I(g) é 0,030 atm. a) O sistema está em equilíbrio? b) se não 
estiver, a pressão parcial de I2 aumenta ou diminui à medida que se aproxima o estado de equilíbrio? 
 
10 
 
21. Em sistema fechado a 250C a reação TiCl4(g) Ti(s) + 2 Cl2(g) é endotérmica. O que 
acontece com o grau de avanço do ponto de equilíbrio quando a temperatura é aumentada? 
 
22. 1,50 mol de POCl3 é colocado num recipiente de 0,5 litro a 4000C, estabelecendo-se o equilíbrio 
segundo a equação POCl3(g) POCl(g) + Cl2(g) com Kc = 0,248. Calcule o número de mols de POCl 
que deve ser adicionado ao sistema de maneira a produzir uma concentração de equilíbrio de Cl2 igual a 
0,5 mol/L. 
 
RESPOSTAS 
 
1.1 Kc = [N2] [H2O]2 1.2 Kc = [H2O] / [H2] 
1.3 Kc = 1 / [O2]3 
13. BaCO3 = 1,5 mol BaO = 0,5 mol CO2 = 1 
mol 
2. a) Q > K; ∆G > 0; R ← P 14. [H2S] = [NH3] = 0,0110 mol/L 
 b) Q = K; sem deslocamento 15. KP = 2,37.10-4 P adicional = 0,136 atm 
 c) Q < K; ∆G < 0; R → P 16. Eq. 1: [NO2] = 0,228 mol/L 
 d) Q < K; ∆G < 0; R → P [N2O4] = 0,386 mol/l 
3. 8,9 atm 
 Eq. 2: [NO2] = 0,152 mol/L 
4. 0,017 
 [N2O4] = 0,174 mol/l 
5. 0,15 17. a) Q = 8,3.10-6 Q<K não equilíbrio 
6. 6,5.102 
 b) reação sentido R→ P 
7. 0,0451 g 18. a) Q = 1,73 > K R ← P 
8. Kc = 4,44.10-2 b) Q = 1,74 > K R ← P 
9. a1 PPCl5 = 0,372 atm PPCl3 = PCl2 = 0,814 atm c) Q = 0,00556 < K R→ P 
 a2. 1,78 a3. 68,6% 19. a) Q = 0,096 > K não equil. b) R ← P 
 b1. 0,0974 atm b2. 48,68% b3. 94,84% 20. a) Q = 4,3.10-3 > K não equil. 
10. 17,4 % b) pressão de I2 aumenta 
11. 1.10-2 21. grau de avanço aumenta 
12. [H2] = [I2] = 0,02464 mol/L [HI] = 0,1705 mol/L 22. 0,370 mol 
 
 
EXERCÍCIOS SOBRE EQUILÍBRIO IÔNICO 
 
PARTE 1 - EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1 - Em que momento se estabelece um equilíbrio de solubilidade? Qual é a característica da solução 
nessas condições? 
2 - Que é produto iônico de uma espécie em solução? O que é o produto de solubilidade? 
Relacionar com Q e K estudados em Termodinâmica. 
3 - Como os valores de Q e K determinam o comportamento de uma espécie iônica em solução 
quanto à sua solubilidade nesse sistema? 
4 - Que é efeito do íon comum? 
 
PROBLEMAS 
 
1- Calcular a solubilidade do fluoreto de cálcio, CaF2 (KPS = 3,9.10-11) nas seguintes condições: 
(a) quando da adição de uma pequena quantidade do sal em água até saturar a solução. 
(b) em solução 0,010 mol/L de NaF . 
(c) em solução 0,0176 mol/L de Ca(NO3)2. 
 
2 - Uma solução saturada de hidróxido ferroso, Fe(OH)2, apresenta concentração hidroxiliônica igual 
a 1,17.10-5 mol/L . Calcular o KPS do hidróxido, sabendo que não há outro soluto presente no sistema. 
 
3 - Calcular o KPS dos compostos abaixo discriminados, sabendo o valor de suas solubilidades em 
água, expressas em ppm, a 250C. (1 ppm = 1 mg/L = 1x10-3 g/L) 
 (a) BiI3 ( s = 7,8 ppm ) (b) MgNH4PO4 ( s = 9,2 ppm ) 
 
4 - A fluoretação da água potável é amplamente empregada na prevenção de cárie dentária. 
Tipicamente, a concentração de íon fluoreto é ajustada no valor 1 ppb. Algumas águas “duras “, isto é, 
11 
 
contendo íons Ca2+, que interfere na ação dos sabões, apresentam o cátion em concentração 8 ppb. 
Poderia haver formação de precipitado nessas condições? (1 ppb = 1 g/L = 1x10-6 g/L) 
 
5 - Uma solução é preparada pela mistura de 100 mL de AgNO3 0,200mol/L com 100 mL de HCl 
0,100 mol/L. 
(a) Haverá precipitação de cloreto de prata nessas condições? 
(b) Se houver, quais as concentrações dos íons após o estabelecimento do equilíbrio? 
 (KPS do AgCl igual a 1,8.10-10). 
 
6 - Quais as concentrações dos íons Hg22+ e Cl- na solução que resulta da adição de 32,5 mL de 
Hg2(NO3)2 0,117 mol/L a 67,5 mL de MgCl2 0,02815 mol/L. KPS (Hg2Cl2) = 1,3.10-18. 
 
7 - NaOH diluído é introduzido numa solução que é 0,050 mol/L em Cu2+ e 0,040 mol/L em Mn2+. 
(a) Qual o hidróxido que precipita primeiro? 
(b) Que concentração de hidroxila é necessária para iniciar a precipitação do primeiro 
hidróxido? Valores dos KPS: [ Cu(OH)2 ] = 1,6.10-19; [ Mn(OH)2 ] = 1,9.10-13 
 
8 - Misturam-se 60,0 mL de MnCl2 0,0333 mol/L com 40,0 mL de KOH 0,0500 mol/L. 
(a) Se houver precipitação de Mn(OH)2 nestas condições, quais as concentrações dos íons após o 
estabelecimento do equilíbrio? 
(b) Calcular a solubilidade do hidróxido de manganês II formado nessas condições. 
(KPS do Mn(OH)2 é igual a 1,9.10-13) 
 
PARTE 2 - EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1 - Como se conceituam ácido e base segundo Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis? 
2 - O que é par conjugado ácido-base? Como estão relacionadas às formas ácida e básica nesse 
sistema quanto a seu comportamento? 
3 - O que é produto iônico da água? Qual seu valor nas condições padrões? 
4 - Como se caracterizam meio ácido, básico e neutro? 
5 - Como se definem pH e pOH? Como se caracterizam acidez, basicidade e neutralidade segundo 
esse critério? 
6 - Escreva as equações de balanço de carga e de material para soluções das seguintes espécies: 
(a) NH4OAc (b) NaHCO3 (c) Na2CO3 (d) H2SO3 
7 - Em que circunstâncias é necessário incluir a contribuição da auto-ionização da água na avaliação 
do pH de um ácido ou de uma base? 
8 - Que é solução tampão? Como é normalmente constituída? Como se calcula o pH desses 
sistemas? 
9 - Que são tampões de ácidos polipróticos? Como se avalia o pH desses sistemas? 
10 - Que são alfa-valores? Quantos alfa-valores um ácido poliprótico apresenta? Quanto vale a 
soma dos alfa-valores de um ácido poliprótico? 
 
 
PROBLEMAS 
 
1 - Uma solução 0,100 mol/L de um ácido fraco genérico HA apresenta pH igual a 4,84. Calcular a 
constante de ionização do ácido e o seu grau de ionização nas condições dadas. 
 
2 - Calcular o pH de uma solução 0,500 mol/L de acetato de amônio, conhecendo-se Ka do ácido 
acético e Kb da amônia. 
 
3 - Calcular o pH de uma solução 0,0050 mol/L de Ba(OH)2 , admitindo-se α = 1. 
 
4 - Leite de magnésia é uma suspensão de hidróxido de magnésio sólido em água. Calcular o pH da 
fase aquosa, supondo-se que é composta de água pura saturada com hidróxido de magnésio. (KPS = 
1,8.10-11 ). 
 
5 - O pH de uma solução 1,0 mol/L de nitrito de sódio, NaNO2, é 8,65. Calcular aconstante de 
ionização Ka do ácido nitroso. 
 
12 
 
6 - Dissolvem-se 2,98 g de NaClO em água suficiente para completar 500 mL de solução. Calcular o 
pH da solução resultante. 
 
7 - Ácido sórbico, HC6H7O2 é um ácido fraco monoprótico com Ka = 1,7.10-5. Seu sal potássico é 
adicionado a queijos para inibir a formação de mofo. Qual é o pH da solução contendo 4,93 g de sorbato 
de potássio em 500 mL de solução. 
 
8 - Calcular o pH da solução resultante da mistura de 28 g de ácido fórmico com igual massa de 
formato de sódio em água suficiente para totalizar um volume de 500 mL. 
 
9 - Calcular o pH da solução resultante da mistura de 20,0 mL de ácido fórmico 0,200 mol/L com: 
(a) 80,0 mL de água destilada 
(b) 20,0 mL de NaOH 0,160 mol/L 
(c) 25,0 mL de NaOH 0,160 mol/L 
(d) 25,0 mL de formato de sódio 0,200 mol/L 
(e) 20,0 mL de HCl 0,0500 mol/L 
 
10 - Calcular o pH da solução resultante da mistura de 20,0 mL de NH3 0,100 mol/L com: 
(a) 80,0 mL de água destilada 
(b) 20,0 mL de HCl 0,0500 mol/L 
(c) 40,0 mL de HCl 0,0500 mol/L 
(d) 20,0 mL de NH4Cl 0,100 mol/L. 
 
11 - Quantos gramas de cloreto de amônio devem ser adicionados a 100 mL de amônia concentrada 
(13,2 mol/L) para se obter uma solução de pH = 10? 
 
12 - Que massa de formato de sódio precisa ser adicionada a 400 mL de ácido fórmico 1,0 mol/L de 
maneira a produzir um tampão de pH igual a 3,50? 
 
13 - Misturam-se 20,0 mL de HCl 0,200 mol/L a 30,0 mL de NaOH 0,150 mol/L. Qual é o pH da 
solução resultante? 
 
14 - Qual é o par conjugado principal de uma solução de ácido ftálico, H2Ph, de pH igual a 5,00? 
Qual a razão entre as concentrações das espécies envolvidas? 
 
15 - Dimetilglioxima, C4H8N2O2, é uma base fraca com Kb = 4,0.10-4. Em que valor de pH essa base 
e seu ácido conjugado apresentarão idênticas concentrações? 
 
16 - Certo composto orgânico que é usado como indicador ácido-base apresenta iguais 
concentrações das formas ácida, HB, e básica, B-, no pH = 7,80. Qual o pKb da forma básica do indicador? 
 
17 - A 370C e na força iônica do sangue o pK1 do ácido carbônico é 6,10. Qual a razão entre as 
concentrações de H2CO3 e HCO3 - no pH igua a 7,40? 
 
18 - Calcular o pH das seguintes soluções: 
(a) HCN 1,0.10-4 mol/L (b) anilina 1,0.10-4 mol/L (c) NaIO3 0,10 mol/L 
(d) NaOH 0,010 mol/L e Na3PO4 0,100 mol/L 
(e) hidrogeno tartarato de sódio, NaHT, 0,100 mol/L 
(f) Na2HAsO4 0,100 mol/L (g) NaHCO3 0,100 mol/L e Na2CO3 0,050 mol/L 
 
19 - Sacarina, adoçante artificial, é um ácido fraco com pKa = 11,68 . Esse composto ioniza em 
solução aquosa como segue: HNC7H4SO3(aq) + H2O H3O+ + NC7H4SO3 -(aq) 
Qual é o pH de uma solução 0,010 mol/L dessa substância? 
 
20 - Muitos refrigerantes carbonatados usam o sistema tampão H2PO4 - e HPO4 -2 . Qual o pH de um 
refrigerante cujo tampão predominante é constituído de 6,5 g de NaH2PO4 e 8,0 g de Na2HPO4 num 
volume total de 355 mL? 
 
21- Suponha que se deseja efetuar um experimento fisiológico que requer tamponamento no pH 
igual a 6,5. Sabe-se também que o organismo em questão não é sensível a um ácido diprótico H2X e seus 
sais. Dispõe-se de uma solução 1,0 mol/L do ácido e de NaOH 1,0 mol/L. Que volume de solução de 
NaOH se deve adicionar a 1,0 litro do ácido para dar um pH igual a 6,5? (K1 = 2,0.10-2 e K2 = 5,0.10-7 ) 
 
22 - Calcular a variação de pH decorrente da adição de 10,0 mL de HCl 1,0 mol/L a: 
13 
 
(a) 100 mL de água pura 
(b) 100 mL de solução 1,0 mol/L em NaH2PO4 e Na2HPO4 . 
 
23 - Resolver o problema 22 considerando agora o efeito da adição de 10,0 mL de NaOH 1,0 mol/L 
aos mesmos sistemas anteriores. 
 
24 - Que volume de NaOH 0,350 mol/L deveria ser adicionado a 300 mL de NaHCO3 0,250 mol/L de 
maneira produzir uma solução tampão de pH igual a 10,0? 
 
25 - Que volume de HCl 0,350 mol/L deveria ser adicionado a 300 mL de Na2CO3 0,250 mol/L de 
maneira a produzir uma solução tampão de pH igual a 10,0? 
 
26 - Que massa de acetato de sódio, NaC2H3O2, e que volume de ácido acético glacial devem ser 
misturados para se obter 750 mL de um tampão igual a 4,50 ? Suponha que no tampão a concentração de 
ácido acético é 0,300 mol/L. (Dados: ácido acético glacial = 99% de HOAc e d = 1,05 g/mL ). 
 
27 - Deseja-se preparar 1000 mL de um tampão de NaHCO3 e Na2CO3 com pH igual a 9,70. 
Calcular as concentrações dos dois sais se essa solução deve ser preparada de tal maneira que a adição 
de 60 milimols de um ácido forte não produza um pH menor que 9,30. 
28 - Calcular o pH da solução resultante da mistura de 25,0 mL de Na2HPO4 0,120 mol/L com: (a) 
20,0 mL de HCl 0,100 mol/L (b) 30,0 mL de HCl 0,100 mol/L (c) 20,0 mL de NaOH 0,100 mol/L. 
29 - Calcular o conjunto de alfa-valores para: (a) H3PO4 no pH = 10 (b) EDTA no pH = 5,0. 
30 - Uma solução 0,205 mol/L de ácido tartárico é levada ao pH = 4,00 com base forte. Quais as 
concentrações das espécies tartarato (H2T, HT -, T - -) nessas condições? 
RESPOSTAS 
PARTE 1 
1- (a) 2,136.10-4 mol/L (b) 3,9.10-7 mol/L (c) 2,35.10-5 mol/L 
2- 8,0.10-16 3- (a) 7,7.10-19 (b) 3,0.10-13 4- Q < KPS , não ocorre precipitação 
5- Ocorre precipitação pois Q > KPS ; [Ag+] = 0,050 mol/L; [Cl -] = 3,6.10-9 mol/L 
6- [Hg22+] = 0,019 mol/L; [Cl -] = 8,27.10-9 mol/L 7- (a) Cu(OH)2 precipita primeiro. (b) 1,8.10-9 mol/L 
8- [Mn2+] = 0,0100 mol/L; [OH -] = 4,3610-6 mol/L; s = 2,18.10-6 mol/L 
PARTE 2 
1- 2,1.10-9 e 0,014% 2- 7,0 3 - 12 4- 10,5 5- 5,0.10-4 6- 10,21 7- 8,79 
8- 3,58 9- (a) 2,57 (b) 4,35 (c) 8,35 (d) 3,85 (e) 1,59 10- (a) 10,8 (b) 9,24 (c) 5,36 (d) 9,24 
11- 12,43 g 12- 15,25 g 13- 12,0 14- Par conjugado principal: HPh - / Ph - - pois: razão [HPh -] / [Ph - -] = 
2,56 razão [H2Ph] / [ HPh -] = 0,0089 
15- 10,6 16- 6,20 17- [HCO3-] / [H2CO3 ] = 20 18- (a) 6,33 (b) 7,35 (c) 7,10 (d) 12,63 (e) 3,67 (f) 
9,24 (g) 10,06 
19- 6,76 20- 7,22 21- 1,6 litro 22- (a) 1,04 (b) 7,12 23- (a) 12,96 (b) 7,30 
24- 65,04 mL 25- 149 mL 26- 10,2 g e 13,0 mL 27- NaHCO3 0,49 mol/L e Na2CO3 0,11 mol/L 
28- (a) 6,90 (b) 4,70 (c) 12,20 29- (a) α0 = 2,4.10-11 α1 = 1,60.10-3 α2 = 0,994 α3 = 4,76.10-3 
 (b) α0 = 4,43.10-6 α1 = 4,43.10-3 α2 = 0,9313 α3 = 0,0643 α4= 3,53.10-7 
30- [H2T] = 1,31.10-2 mol/L; [HT -] = 1,31.10-1 mol/L; [T - - ] = 6,04.10-2 mol/L 
 
 
EXERCÍCIOS SOBRE REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1 - Como se caracterizam agentes oxidante e redutor? 
2 - O que é uma célula galvânica? Quais os seus componentes básicos? 
3 - Como se caracterizam cátodo e ânodo de uma célula eletroquímica? 
4 - Quais devem ser as características principais do eletrólito constituinte da ponte salina? 
5 - O que é eletrodo padrão de hidrogênio (EPH)? 
14 
 
6 - O que é potencial padrão de redução? e de oxidação? 
7 - Como devem ser os valores de potencial de redução de oxidantes e redutores enérgicos? 
9 - O que é célula eletrolítica? O que é f. e. m. de retorno? 
 
EXERCÍCIOS 
 
1 - Acertar os coeficientes das equações abaixo pelo método das semi-reações: 
 
(a) Sn2+(aq) + Cr2O7- - (aq) → Sn4+(aq) + Cr3+(aq) (solução ácida) 
 
(b) AsO2 -(aq) + ClO -(aq) → AsO3 -(aq) + Cl -(aq) (solução básica) 
 
(c) Fe2+(aq) + MnO4 -(aq) → Fe3+(aq) + Mn2+(aq) (solução ácida) 
 
(d) C2O4 - - (aq) + Cr2O7- -(aq) → CO2(g) + Cr3+(aq) (solução ácida) 
 
(e) Cr3+(aq) + ClO3 -(aq) → CrO4 - - (aq) + Cl -(aq) (solução básica) 
 
(f) ICl4 -(aq) → I2 s) + IO3 -(aq) + Cl -(aq) (solução ácida) 
 
(g) MnO2(s) → MnO4 -(aq) + MnO3 - 3(aq) (solução básica) 
 
(h) Zn(s) + NO3 -(aq) → Zn2+(aq) + NH4 +(aq) (solução ácida) 
 
(i) I2(s) + S2O3 - - (aq) → I - (aq) + S4O6 - -(aq)(j) BiO +(aq) + NO3-(aq) + Al(s) → Bi(s) + NH3(aq) + AlO2-(aq) (solução básica) 
 
(l) As2S3(s) + MnO4-(aq) → H3AsO4(aq) + Mn2+(aq) + SO4- - (aq) (solução ácida) 
 
(m) Ag+(aq) + C12H22O11(aq) → CO2(g) + Ag(s) (solução ácida) 
 
2 - Calcular a f.e.m. das células padrões abaixo representadas, classificando-as como galvânica ou 
eletrolítica e indicando: cátodo e ânodo e polos positivo e negativo. 
 
2.1. Cd(s) / Cd2+ 1 mol/L // Sn2+ 1 mol/L / Sn(s) 
 
2.2. Ag(s) / Ag+ 1 mol/L // Cu2+ 1 mol/L / Cu(s) 
 
2.3. Pt(s) / O2(g) 1 atm / H+ 1,0 mol/L / / Zn2+ 1,0 mol/L / Zn(s) 
 
2.4. Cd(s) / Cd(OH)2(s) / OH- 1,0 mol/L / NiO2(s) / Ni(OH)2(s) / Pt(s) 
 
3 - Calcular a f.e.m. das células eletroquímicas abaixo representadas, classificando-as como 
galvânicas ou eletrolíticas e indicando polos positivo e negativo. 
 
3.1. Pt(s) / Hg(l) / Hg2Cl2(s) / HCl 0,100 mol/L / Cl2(g) 0,0400 atm / Pt(s) 
 
3.2. Pt(s) / Hg(l) / Hg2SO4(s) / SO4- - 0,200 mol/L / / Hg2+ + (0,100 mol/L) / Hg(l) / Pt(s) 
 
3.3. Pt(s) / Ti2+ a = 0,200, Ti3+ a = 0,0200 / / H+ a = 0,0100 / H2(g) 730 torr / Pt(s) 
 
3.4. Pt(s) / Hg(l) / Hg(NO3)2 0,250 mol/L / / Fe3+ 0,050 mol/L , Fe2+ 0,500 mol/L / Pt(s) 
 
3.5. Zn(s) / ZnCl2 0,020 mol/L / / Na2SO4 0,100 mol/L / PbSO4(s) / Pb(s) 
 
3.6. Pt(s) / H2(g) 1,0 atm / H+ 1,0.10-3 mol/L / / H+ 1,0.10-7 mol/L / H2(g) 0,10 atm / Pt(s) 
 
3.7. Pt(s) / H2(g) 0,1 atm / H+ pH = 2,00 / / Ni2+ 0,05 mol/L / Ni(s) 
 
3.8. Pt(s) / H2(g) 156 torr / OH- 1,00.10-3 mol/L / / Cl- 0,0100 mol/L / Cl2(g) 76 torr / Pt(s) 
 
RESPOSTAS 
 
2.1) 0,267 V 2.2) - 0,462 V 2.3) – 1,992 V 2.4) 1,305 V 
3.1) 1,05 V 3.2) 0,123 V 3.3) 0,311 V 3.4) - 0,124 V 3.5) 0,487 V 
3.6) - 0,21 V 3.7) – 0,200 V 3.8) 2,078 V