Lista de Exercícios1 Equilibrio Quimico

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Lista de Exercícios 1 – Equilíbrio Químico 
 
1. Qual dos modelos é mais adequado para representar uma amostra da fase gasosa de um sistema no qual 
há o equilíbrio: H2(g) + Cl2(g) ⇌ 2 HCl(g) 
 
 
 
 
2. Em condições industrialmente apropriadas para se obter amônia, juntaram-se quantidades 
estequiométricas dos gases N2 e H2, segundo a reação: N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) 
Depois de alcançado o equilíbrio químico, uma amostra da fase gasosa poderia ser representada 
corretamente por: 
 
 
3. Os gases hidrazina (N2H4) e dióxido de nitrogênio (NO2) reagem produzindo vapor d’água e nitrogênio 
molecular (N2). O processo da reação de um mol de N2H4 e um mol de NO2 em um recipiente fechado, à 
temperatura ambiente, pode ser representado pelo gráfico abaixo. 
 
a) Escreva a equação química balanceada para a 
reação entre a N2H4 e o NO2. 
b) Qual a coordenada de tempo em que o sistema 
atinge o estado de equilíbrio? Justifique. 
 
04. Em um recipiente fechado, misturam-se 2,0 mols de A2(g) com 3,0 mols de B2(g). Ocorre a reação: 
A2(g) + B2(g) ⇌ 2 AB(g) 
Sendo v1 e v2 as velocidades das reações direta e inversa, respectivamente, [A2] e [B2] as concentrações dos 
reagentes em mol L-1, pode-se afirmar que o sistema atinge o equilíbrio quando: 
a) v1 = v2 b) v1 = 2 v2 c) [A2] = 0 d) [B2] = 0 e) [A2] = [B2] 
 
05. O gráfico mostra as variações, com o tempo, das concentrações das espécies presentes em um 
recipiente fechado, no qual ocorre a síntese da amônia: N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) 
 
Com relação ao gráfico assinale a alternativa FALSA. 
a) No t=0, v2 é zero; 
b) No t=t2, o sistema esta em equilíbrio; 
c) No t=t2, v1 e v2 são ambas diferentes de zero; 
d) No t=t1, v1 e v2 são iguais. 
 
06. Com base nos três gráficos abaixo assinale a(s) alternativa(s) correta(s). 
 
 
(a) Segundo o gráfico a, o equilíbrio não é atingido uma vez que a concentração do reagente e produto não 
são iguais. 
(b) Segundo o gráfico c, o equilíbrio é atingido no momento em que as concentrações passam a ser 
constantes. 
(c) O gráfico c mostra que há maior concentração de reagentes e menor concentração de produtos após a 
reação atingir o equilíbrio. 
(d) O gráfico b mostra que a concentração do reagente e produto são iguais após a reação atingir o 
equilíbrio. 
(e) O gráfico a mostra que há menor concentração de reagentes e maior concentração de produtos após a 
reação atingir o equilíbrio. 
 
07. Com base no gráfico assinale a alternativa correta. 
 
 
 
Sobre o ponto t1, pode-se afirmar que indica: 
a) uma situação anterior ao equilíbrio, pois as velocidades das reações direta e inversa são iguais. 
b) um instante no qual o sistema já alcançou equilíbrio. 
c) uma situação na qual as concentrações de reagentes e produtos são necessariamente iguais. 
d) uma situação anterior ao equilíbrio, pois a velocidade da reação direta está diminuindo e a velocidade da 
reação inversa está aumentando. 
 
08. Qual a expressão matemática da constante de equilíbrio (KC) para a formação do trióxido de enxofre 
(SO3) a partir do gás oxigênio (O2) e do dióxido de enxofre (SO2)? 
 
09. Escreva a expressão da constante de equilíbrio em função das concentrações (KC) para a reação: 
 4 NH3(g) + 5 O2(g) ⇌ 4 NO(g) + 6 H2O(g) 
 
10. Dada a expressão da constante de equilíbrio em termos de concentração de produtos e reagentes. Qual 
a equação química que pode ser representada por essa expressão: Kc = [NO]2 [O2]/ [NO2]2? 
 
11. Em determinadas condições de temperatura e pressão, existe 0,5 mol L-1 de N2O4 em equilíbrio com 2 
mol L-1 de NO2, segunda a equação: N2O4(g) ⇌ 2 NO2(g) 
Qual o valor da constante de equilíbrio (Kc), nas condições da experiência? 
 
12. Um grupo de pesquisadores químicos apresentou relatório 
contendo resultados de estudos sobre processos alternativos 
para a produção de substância de vital importância para a 
população. Considerando as constantes de equilíbrio, usadas 
como critério de escolha e apresentadas a seguir para cada 
processo, espera-se que o responsável opte pelo processo: 
 
 
 
13. Considere os sistemas A, B e C e determine em qual existe equilíbrio químico? 
Dados: KC = 0,36 (a 100oC) 
(A) 
[N2O4] = 2,40 mol/L 
[NO2] = 1,20 mol/L 
(B) 
[N2O4] = 2,50 mol/L 
[NO2] = 0,95 mol/L 
(C) 
[N2O4] = 2,60 mol/L 
[NO2] = 0,80 mol/L 
 
 
14. Qual o efeito produzido sobre o 2 NO(g) + O2(g) ⇌ 2NO2(g) equilíbrio quando se provoca: 
a) Aumento da [NO]? b) Diminuição da [NO]? 
c) Aumento da [O2]? d) Diminuição da [O2]? 
e) Aumento da [NO2]? f) Diminuição da [NO2]? 
 
15. Considere o processo de conversão do monóxido de nitrogênio em dióxido de nitrogênio por reação 
com o gás oxigênio: 2 NO(g) + O2(g) ⇌ 2 NO2(g) 
Se esse processo estiver sendo realizado em um recipiente fechado e a temperatura constante, o que se 
deve fazer com a pressão a fim de se aumentar o rendimento da produção de dióxido de nitrogênio? 
 
16. O que deve acontecer com o equilíbrio químico 
2 NO(g) + O2(g) ⇌ 2 NO2(g) H = -113 kJ 
a) Quando a temperatura aumenta? 
b) Quando a temperatura diminui? 
 
 
17. O ozônio é formado quando o oxigênio é submetido a alguns tipos de radiação ultravioleta por meio 
da seguinte reação endotérmica: 3 O2(g) ⇌ 2 O3(g) Considerando o Princípio de Le Chatelier, diga 
qual(is) da(s) situação(ões) abaixo favorecem a formação do ozônio: 
a)  da temperatura e  da pressão b)  da temperatura e  da pressão. 
c)  da temperatura e  da pressão d)  da temperatura e  da pressão. 
e)  da concentração de gás ozônio e  da concentração de O2. 
 
 
18. Em recipiente fechado, à temperatura constante, ocorre o seguinte equilíbrio em fase gasosa: 
4 NH3 + 3 O2 ⇌ 2 N2 + 6 H2O 
Explique os efeitos que provocam nesse equilíbrio: 
a) a adição de N2 gasoso ao recipiente. 
b) o aumento da pressão sobre o sistema. 
 
19. Considere o equilíbrio que ocorre em fase gasosa a uma certa temperatura: 
SO3 + NO ⇌ SO2 + NO2 
Explique: 
a) o efeito no equilíbrio provocado pela remoção de NO2. 
b) por que um aumento de pressão sobre o sistema não influi no equilíbrio. 
 
20. A aplicação do princípio de Le Chatelier possibilita o controle da direção e da extensão de uma 
determinada reação química. Um exemplo típico é o equilíbrio entre as formas cor de rosa e azul dos íons 
cobalto. 
 
[Co(H2O)]2+(aq) + 4Cl–(aq) ⇌ [CoCl4]2+(aq) + 6 H2O(l) H = + 120 cal/mol 
 cor de rosa azul 
 
Assinale a alternativa que apresenta uma ação sobre o sistema, que favorece a formação da solução de cor 
azul. 
a) Diminuição da concentração de Cl–. 
b) Aumento da temperatura. 
c) Aumento da concentração de água. 
d) Adição de CoCl42+cloreto de sódio aquoso. 
 
21. Considerando o equilíbrio: 
 2 H2S(g) + 3 O2(g) ⇌ 2 H2O(g) + 2 SO2(g) ∆H = -1036 kJ 
e seguindo o Princípio de Le Chatelier, coloque a letra “E” nas alternativas em que o equilíbrio químico é 
deslocado para a esquerda e “D” quando ele é deslocado para a direita: 
a) ( ) diminui-se a temperatura do sistema. b) ( ) aumenta-se a pressão do sistema. 
c) ( ) adiciona-se dióxido de enxofre ao sistema. d) ( ) retira-se gás oxigênio do sistema. 
 
22. Por milhares de anos, os compostos de N têmsido adicionados ao solo para aumentar a produtividade 
das safras de alimentos. Antigamente, o único modo efetivo era adicionar "N orgânico", isto é, adubo. No 
século XIX, tornou-se prática comum, nos Estados Unidos e Europa Ocidental, o uso de nitrato de sódio 
(NaNO3), importado do Chile. Em 1908, Fritz Haber, na Alemanha, demonstrou que o N atmosférico podia 
ser fixado por reação com H, formando amônia (NH3). A reação que Haber usou era: 
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3 (g) ∆H = - 92,4 kJ 
O processo Haber é hoje o principal processo não-natural de produção de N fixado no mundo, mas sua 
viabilidade depende da escolha de condições sob as quais N e H reagirão rapidamente para produzir amônia 
com alto rendimento. Com base na equação acima descreva todas alterações que podem ser realizadas a fim 
de aumentar a produção de NH3.