caderno de exercícios 4

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CADERNO DE EXERCÍCIOS QUÍMICA GERAL 
AULA TEÓRICA 4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Dra. Ana Carolina Tedeschi Gomes Abrantes 
EXERCÍCIOS AULA 4 DE QUÍMICA GERAL 
 
CONVERSA INICIAL 
Neste caderno de exercícios serão apresentados exercícios resolvidos passo a passo, visando uma maior sedimentação 
dos conteúdos abordados na Aula Teórica 4 da Rota de Estudos. 
Trataremos tanto dos conceitos da Disciplina de forma aplicada, quanto de conhecimentos básicos necessários as 
resoluções dos exercícios, conceitos esses que, embora não façam parte da disciplina, são vistos em outras disciplinas 
do Curso. 
Com isso acreditamos estar complementando o Material da Rota de Estudo, visando melhorar o desempenho do 
discente no que concerne ao aprendizado do conteúdo e a aplicação de conceitos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1) Dois mols de CO(g) reagem com 2 mols de NO2(g), conforme a equação: 
CO(g) + NO2(g)  CO2(g) + NO(g) (200oC) 
Quando se estabelece o equilíbrio, verifica-se que ¾ de cada um dos reagentes foram transformados em CO2(g) e 
NO(g). A constante de equilíbrio da reação é: 
 
Quando um problema de equilíbrio químico envolve quantidades iniciais e finais de reagentes e produtos, o ideal é 
montarmos uma tabela com os dados fornecidos. 
Na primeira linha colocamos a equação balanceada da reação. 
Na segunda linha, a quantidade de cada composto no início da reação. 
Na terceira linha anotamos a quantidade de reagente que foi consumida (sinal negativo) e de produto que foi formada 
(sinal positivo). 
Na quarta linha, demonstramos as quantidades finais dos compostos no equilíbrio. 
 CO(g) NO2(g)  CO2(g) NO(g) Inicial Reage / forma Final / equilíbrio 
O problema nos diz que “Dois mols de CO(g) reagem com 2 mols de NO2(g)”. Esta informação refere-se à quantidade 
inicial de reagentes e devemos preencher na segunda linha. Como não é falado nada sobre a existência de produtos 
no início da reação, consideraremos que a quantidade inicial destes compostos é zero. 
 CO(g) NO2(g)  CO2(g) NO(g) Inicial 2 mols 2 mols 0 0 Reage / forma Final / equilíbrio Em seguida, temos a informação de que “¾ de cada um dos reagentes foram transformados em CO2(g) e NO(g)”. Esta 
afirmação está relacionada a quantidade de reagente que foi consumida. 
Como inicialmente tínhamos 2 mols de cada reagente e ¾ desta quantidade foi consumida, temos que 2*3/4 = 6/4 
mol (1,5 mol) de cada reagente foi utilizado na reação até o equilíbrio. Esta informação devemos colocar na terceira 
linha da tabela. 
 CO(g) NO2(g)  CO2(g) NO(g) Inicial 2 mols 2 mols 0 0 Reage / forma 1,5 mol 1,5 mol Final / equilíbrio 
A quantidade de produto formado é obtida utilizando o balanceamento da equação. Como 1 mol de cada reagente 
produz 1 mol de cada produto, a correlação é direta e concluímos que a quantidade produzida de cada produto é de 
1,5 mol. Assim, completamos a terceira linha da tabela. 
 
 
 
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 CO(g) NO2(g)  CO2(g) NO(g) Inicial 2 mols 2 mols 0 0 Reage / forma - 1,5 mol - 1,5 mol 1,5 mol 1,5 mol Final / equilíbrio 
O próximo passo é calcularmos as quantidades dos reagentes e dos produtos no final (equilíbrio) da reação. Para isso, 
basta somarmos a quantidade inicial com a que foi consumida ou produzida, respeitando os sinais. 
 CO(g) NO2(g)  CO2(g) NO(g) Inicial 2 mols 2 mols 0 0 Reage / forma - 1,5 mol - 1,5 mol 1,5 mol 1,5 mol Final / equilíbrio 2 - 1,5 = 0,5 mol 2 - 1,5 = 0,5 mol 1,5 mol 1,5 mol 
A constante de equilíbrio desta reação segue o padrão: 
K = [C]c[D]d/ [A]a[B]b 
Substituindo os compostos e os coeficientes da equação balanceada, temos: 
K = [CO2][NO]/[CO][NO2] 
Considerando as concentrações do equilíbrio: 
K = 1,5*1,5/(0,5*0,5) = 9,0 
 
Resposta: A constante de equilíbrio da reação é 9,0. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2) Complete a tabela a seguir: 
 
 
Neste exercício, temos as concentrações iniciais do reagente e do produto, além da concentração em equilíbrio do 
reagente. Com estes dados, podemos obter a quantidade, em equilíbrio, do produto fazendo uma correlação entre os 
coeficientes da equação balanceada e a quantidade final de reagente: 
2 mols de NO2  1 mol de N2O4 
 2NO2(g)  N2O4(g) Inicial 10 mols/l 0 Reage / forma Final / equilíbrio 2 mols/l 
Com as concentrações iniciais e finais, calculamos a quantidade de reagente que foi consumida: 
Inicial + reagiu = final 
10 + x = 2 
x = - 8 mols/l 
 
Seguindo a proporção de 2 mols de NO2 para 1 mol de N2O4, concluímos que foram produzidos 4 mols/l de N2O4. 
 2NO2(g)  N2O4(g) Inicial 10 mols/l 0 Reage / forma - 8 mols/l 4 mols/l Final / equilíbrio 2 mols/l 4 mols/l 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3) 2 litros de uma solução de NH3 foi aquecida em um recipiente. No equilíbrio, o recipiente manteve 0,2 mol de NH3, 
0,1 mol de N2 e 0,3 mol de H2. A constante de equilíbrio desta dissociação térmica é: 
 
A primeira coisa a se fazer neste exercício é montar a equação da reação e balanceá-la. Afirma-se que inicialmente 
tem-se NH3 em solução e no equilíbrio aparecem também N2 e H2. Assim, NH3 é o reagente e os N2 e H2 são os produtos. 
NH3  N2 + H2 
Balanceando, temos: 
2 NH3  N2 + 3 H2 
Com a equação balanceada, conseguimos montar a expressão para o cálculo da constante de equilíbrio: 
K = [C]c[D]d/ [A]a[B]b 
K = [N2][H2]3/[NH3]2 
O enunciado nos apresenta a quantidade molar de cada substância no equilíbrio em 2 litros de solução. Para 
aplicarmos a fórmula acima, precisamos calcular a concentração em mol/l, como se segue: 
Concentração = número de mols / volume em litros 
[NH3] = 0,2/2 = 0,1 mol/l 
[N2] = 0,1/2 = 0,05 mol/l 
[H2] = 0,3/2 = 0,15 mol/l 
Com as concentrações, calculamos a constante solicitada: 
K = 0,05*(0,15)3/(0,1)2 
K = 0,05*0,003375/0,01 
K = 0,017 mol2/l2 
 
Resposta: A constante de equilíbrio dessa dissociação térmica é 0,017 mol2/l2 
 
 
 
 
 
 
 
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4) Ácido Clorídrico (HCl) é formado a partir de um mol/l de hidrogênio e um mol/l de cloro, estabelecendo o equilíbrio 
H2(g) + Cl2(g)  2 HCl(g). Suponha que a 800 oC, o valor da constante de equilíbrio (Ke) é de 150. Qual a concentração 
de HCl no equilíbrio, em mol/litro? 
 
Diferente dos exercícios anteriores, que forneciam as concentrações e solicitavam o valor da constante, este fornece 
a constante e solicita uma das concentrações. 
Para resolvermos este problema, inicialmente montamos a fórmula de cálculo da constante de equilíbrio. A equação 
da nossa reação de interesse, já balanceada, é: 
H2(g) + Cl2(g)  2 HCl(g) 
Com a equação balanceada, conseguimos montar a expressão para o cálculo da constante de equilíbrio: 
K = [C]c[D]d/ [A]a[B]b 
K = [HCl]2/[H2][Cl2] 
Para saber o que substituir nas concentrações, precisamos fazer a tabela de concentração dos reagentes e produtos 
abordando o instante inicial, o que reagiu e o final. O problema diz que o HCl é formado a partir de 1 mol/l de H2 e 1 
mol/l de Cl2, então no instante inicial temos: 
 H2 + Cl2  2 HCl Inicial 1 mol/l 1 mol/l 0 mol/l Reage / forma Final / equilíbrio 
As quantidades de reagentes consumidas e de produto formada é proporcional aos coeficientes de balanceamento da 
equação da reação, ou seja, se for consumida uma determinada quantidade x de H2, esta mesma quantidade de Cl2 
também irá reagir para produzir 2x de HCl. Na tabela, preenchemos o que é consumido com sinal negativo e o que é 
produzido com sinal positivo: 
 H2 + Cl2  2 HCl Inicial 1 mol/l 1 mol/l 0 mol/l Reage / forma -x -x +2x Final / equilíbrio 
As concentrações das substâncias no equilíbrio são obtidas fazendo a soma direta da concentração no instante inicial 
e o que reagiu, considerando os sinais já impostos. 
 H2 + Cl2  2 HCl Inicial 1 mol/l1 mol/l 0 mol/l Reage / forma -x -x +2x Final / equilíbrio (1-x) mol/l (1-x) mol/l 2x mol/l 
Com as quantidades no equilíbrio, fazemos as substituições na fórmula da constante e descobrimos o valor de x. 
K = [HCl]2/[H2][Cl2] 
 
 
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150 = (2x)2/(1-x)(1-x) 
150 = (2x)2/(1-x)2 
150 = [(2x)/(1-x)]2 
2x/(1-x) = √150 
2x/(1-x) = 12,25 
2x = 12,25*(1-x) 
2x = 12,25 – 12,25x 
14,25x = 12,25 
x = 12,28/14,25 
x = 0,86 
O exercício pede a concentração de HCl, que no equilíbrio corresponde a 2x, então: 
2x = 2*0,86 = 1,72mol/l 
Resposta: A concentração de HCl no equilíbrio é de 1,72 mol/l. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5) Uma determinada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma solução com [H+] = 1,0x10–5 mol/l. 
Sabendo-se que a reação possui Ka = 1,8x10–5, qual a concentração de CH3COOH 
em mol/l na solução? 
 
As condições de equilíbrio já estão expostas no enunciado deste exercício, não sendo necessário encontrá-las com o 
auxílio das tabelas utilizadas nos exercícios anteriores. Deveremos somente montar a fórmula de cálculo da constante 
de equilíbrio da ionização (Ka) e substituir os dados. 
A equação balanceada que representa a reação é: 
 
E, portanto, a expressão da constante de equilíbrio é: 
Ka = [H+][CH3COO-]/[CH3COOH] 
Sabendo-se que: 
Ka = 1,8*10-5 
[H+] = [CH3COO-] = 1,0x10–5 mol/l 
[CH3COOH] = x (incógnita do problema) 
1,8*10-5 = [10-5][ 10-5]/[CH3COOH] 
[CH3COOH]= 10-10/ 1,8*10-5 
[CH3COOH]= 10-10/ 1,8*10-5 
[CH3COOH]= 0,56*10-5 
Resposta: [CH3COOH]= 5,6*10-6 mol/l