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Esse capítulo da química quí mica estuda as reações reversíveis. Reação reversível = Podemos entender como sendo aquela formada por duas reações ao mesmo tempo, uma na qual os reagentes se transformam em produtos e outra na qual os produtos se transformam em reagentes, a primeira denominada de reação direta e a segunda de reação inversa.
N2 + H2
Reação direta Reação inversa
Reagentes
NH3 Produtos
Conceito= O equilíbrio é uma condição de estabilidade entre as reações direta e inversa, na qual elas possuem a mesma velocidade de transformação e por isso as concentrações dos reagentes e dos produtos p rodutos permanecem constantes. constantes. Mecanismo do equilíbrio Vamos tomar como exemplo a reação a seguir. No instante 0s = Nesse momento ainda não há produto e sim somente reagentes, pois a reação ainda não começou acontecer.
H2 + N2 No instante T1 = Os reagentes se transformam em produtos e ao mesmo tempo os produtos se transformam em reagentes, reagentes, porém as velocidades velocidades com que ocorrem ocorrem essas transformações são diferentes caracterizando assim um desequilíbrio entre as duas reações, direta e inversa.
H2 + N2
NH3
No instante T2 = As reações continuam acontecendo, porém as concentrações dos reagentes vão diminuindo e a do produto vai aumentando, o que leva a uma diminuição da velocidade da reação direta e um aumento da velocidade da reação inversa, isso vai acontecendo até que as duas velocidades se igualem.
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H2 + N2
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NH3
No instante Teq = Esse é o tempo no qual as duas reações chegam ao equilíbrio químico, nesse momento a velocidade da reação direta se iguala com a velocidade velocidade da reação inversa, a partir daí as concentrações concentrações dos reagentes reagentes e do produto que que vinham variando tornam se constantes.
H2 + N2
NH3
OBS. O equilíbrio atingido é dinâmico, o que significa que as duas reações continuam acontecendo de forma infinita, porém não é notado mais diferença nas concentrações das substâncias, pois as velocidades de transformações tornaram-se iguais. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO = É a relação matemática entre a multiplicação das concentrações dos produtos pela multiplicação das concentrações dos reagentes, sendo cada substância elevada elevada ao seu coeficiente estequiométrico.
K = [Produtos]C.E / [Reagen [Reagentes] tes]C.E Obs. C.E = Coeficiente Estequiométrico. Exemplo:
Kc =
3H2(g) + 1N2(g)
2NH3(g)
[NH3(g)]2 [N2(g)]1x [H2(g)]3
Na K c as substâncias sólidas e os solventes possuem valor constante igual a 1, logo não serão expressados na k C. A relação entre produtos e reagentes possui um valor constante para cada temperatura. Exemplo: Na temperatura de 25ºC a Kc = 0,2 Na temperatura de 40º C a a K c = 0,01
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Interpretações:
Significa que na temperatura de 25ºC a reação só se encontra em equilíbrio quando o valor da relação em questão for 0,2, já na temperatura de 40ºC para que a mesma reação esteja em equilíbrio é necessário que o valor dessa relação seja 0,01. Para outras temperaturas os valores poderão ser diferentes, porém não é necessário decorar os valores dessas constantes. É possível interpretar que o valor da constante de equilíbrio é dependente da temperatura. A temperatura é o único fator capaz de alterar alterar a constante de equilíbrio. equilíbrio. Na constante de equilíbrio os produtos se encontram no denominador da fração, o que significa que quanto maior for o valor da constante maior será a concentração dos produtos. Uma maior concentração dos produtos significa que a reação teve uma alta conversão de reagentes em produtos, ou seja, um bom rendimento. Quanto maior o valor da constante de equilíbrio maior o rendimento da reação. Na reação em questão a reação tem um rendimento maior a 25ºC do que a 40 ºC De 25ºC para 40ºC houve um aumento de temperatura, aumento do fornecimento de calor para a reação. Esse evento provocou uma queda no rendimento da reação, notado pela diminuição do valor da Constante de equilíbrio, assim podemos podemos afirmar afirmar que a reação em em questão necessitava necessitava dissipar calor para acontecer, reação exotérmica, e teve seu rendimento diminuído pelo aumento da temperatura.
Reação exotérmica A constante de equilíbrio é inversamente proporcional a temperatura.
Exemplo: T= 25º C ; Kc = 0,2 T = 40ºC ; Kc = 0,01
Reação endotérmica A constante de equilíbrio é diretamente proporcional a temperatura.
Exemplo: T = 30º C ; Kc = 1,01 T = 50º C ; Kc = 2,3
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Propriedades da constante de equilíbrio
Se a reação A + 2B 3C + D A reação 3C + D A + 2B
possui Kc = X possui Kc = 1/X
Se a reação A + 2B 3C + D A reação 2A + 4B 6C + 2 D
possui Kc = X possui Kc = (X)2
Se a reação
I– A +E II – 2B + G Soma das etapas A + 2B
G + D possui Kc = Y 3C + E possui Kc = Z 3C +D possui Kc = (Y).(Z)
Constante de equilíbrio Kp Quando em uma reação química há pelo menos uma substância na fase gasosa, a constante de equilíbrio pode ser escrita em função das pressões parciais de cada gás. O valor dessa constante de equilíbrio, kp, tem o mesmo significado que o valor da Kc, o que não significa ter o mesmo valor algébrico, porém leva as mesmas interpretações. interpretações. Exemplo
Kp =
(pNH3(g))2 (pN2(g))1x (pH2(g))3
Na constante Kp só participam as substâncias que se encontram na fase gasosa. RELAÇÃO ENTRE O VALOR DE Kp E Kc O valor de Kp pode ser obtido através do valor de kp e vive e versa através da equação.
Kp = Kc(RT)n Sendo: universal dos gases perfeitos) R = 0,082 ( constante universal
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T = temperatura (K) n = ( coeficientes coeficientes gasosos dos produtos – coeficientes gasosos dos reagentes );
= somatório.
Exemplos: Na reação: 3H2(g) + 1N2(g) n
Na reação:
2NH3(g)
= (2 – 4)
3O2(g) n
2O3(g)
= (2 – 3)
Na reação: 1Fe(s) + 1CO2(g) 1CO(g) + 1FeO(s) n = (1 – 1), nesse caso não se utiliza os coeficientes do FeO e do Fe pois são substâncias sólidas. Só utiliza os coeficientes dos gases.
1. Ionização de um ácido = Quando um ácido entra em contato com a água as moléculas que se estão se ionizando mantém os íons resultantes da ionização um equilíbrio químico. EXEMPLO: HCl aq H+aq + Cl -aq significa que a molécula, HCl, se transforma em íons H + e Cl- e vice e versa. Como Co mo estas transformações estão em equilíbrio as suas velocidades são iguais. Para cada equilíbrio é possível escrever uma constante de equilíbrio, que nesse caso receberá o símbolo de K a
Ka = [H+(aq)]1x [Cl-(aq)]1 [HCl(aq)]1 Quanto maior o valor de K a maior será a ionização do ácido, logo mais forte será s erá esse ácido.
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2. Dissociação de uma base = Quando uma base entra em contato com água uma parte se dissocia e a fração ionizada regenera a base não dissociada, esses eventos entram em equilíbrio quando as suas velocidades se igualam. EXEMPLO: NaOHaq Na+aq + OH -aq A constante de equilíbrio será representada pelo símbolo K b
Kb = [OH-(aq)]1x [Na+(aq)]1 [NaOH(aq)]1 Quanto maior o valor de Kb maior será a dissociação da base, logo mais forte será s erá essa base. 3. Auto ionização da água = A água é composto especial que sofre ionização mesmo quando se encontra pura, nesse equilíbrio a molécula H 2O se transforma no íons H + e OH- e vice versa. Equlibrio : H2O(l) H+aq + OH-aq Para este equilíbrio a constante receberá o símbolo K w e também será denominada de produto iônico da água, pois representa a multiplicação dos íons dessa substância.
Kw = [OH-(aq)]1x [H+(aq)]1 = 10-14 (a 25ºC). A ionização da água águ a é muito pequena, logo a concentração de H 2O sofre uma variação desprezível e por isso é considerada uma constante de valor 1, igual aos sólidos e por consequência não aparece na equação da constante de equilíbrio. A partir da ionização da água é possível criar uma escala escala que mede a acidez de um meio conhecida como pH, potencial hidrogeniônico. pH = potencial hidrogeniônico Escala que serve para medir a acidez de uma solução diluída de um ácido. EQUAÇÃO ;
pH = - log[H+]
ESCALA a 25º C; pH
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(0
7
)
14
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Um pH de 7 a zero representa um maio ácido e quanto menor esse valor mais ácido será o meio. Um pH de 7 a 14 representa um meio básico e quanto maior o pH mais básico será o meio. Um pH igual a 7 indica um meio neutro. neutro. OBS. Existe outra escala que é a de pOH( potencial hidroxiliônico), que é calculada pela equação, pOH = - log [OH -]. A escala de pH e de pOH se complementam, sendo sendo assim devemos saber que pH + pOH = 14 ( 25ºC) Calculando o pH de um meio.
Neutro: Por exemplo, a água pura(destilada), para que o meio seja neutro é necessário que a [H +] = [OH-] e se a multiplicação desses valores é 10 -14, logo a concentração de H + e de OH- é 10 -7mol/L cada. Então vamos para o cálculo cálculo do pH.
pH = - log[H+]; se[H+] = 10-7; pH = -log10 -7; pH = 7
Ácido: Por exemplo, uma solução com concentração conc entração de H+ igual a 10-4. Sabendo que [OH-(aq)]1x [H+(aq)]1 = 10 -14 e que [H +(aq)] = 10-4, pode-se afirmar que [OH-] = 10-10, note que a concentração de H + é maior que a de OH - , meio ácido. Então vamos calcular o pH desse meio.
pH = - log[H+]; se[H+] = 10-4; pH = -log10-4; pH = 4 pH menor que 7 indica meio ácido. Básico: Por exemplo, uma solução com concentração de H + igual a 10 -9. Sabendo que [OH -(aq)]1x [H+(aq)]1 = 10-14 e que [H +(aq)] = 10 -9, pode-se afirmar que [OH-] = 10 -5, note que a concentração de d e H+ é menor que a de OH - , meio básico. Então vamos calcular o pH desse meio.
pH = - log[H+]; se[H+] = 10-9; pH = -log10 -9; pH = 9 pH maior que 7 indica meio básico. Calculando de forma prática o pH de um meio. Vamos encurtar o caminho matemático. Cálculo do pH = Módulo do valor do expoente – log do valor que multiplica a potência.
EX : [H+] = 2x10-4; (pH = 4 – log2), dado log 2 = 0,3, (pH = 4-0,3); pH = 3,7
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Cálculo do pH = Módulo do valor do expoente + log do valor que divide a potência.
EX : [H+] = 10-4/2; (pH = 4 +log2), dado log 2 = 0,3,(pH = 4+0,3); pH = 4,3
Outro exemplo EX : [H+] = 3x10-4/2; (pH = 4 –log3+ log2), dado log 2 = 0,3 e log 3 = 0,4 (pH = 4 – 0,4 0,4 + 0,3) ; pH = 3,9
Outro exemplo EX : [OH-] = 10-4; nesse caso devemos primeiro achar a [H +] usando o produto iônico da água. [OH-(aq)]1x [H+(aq)]1 = 10-14, logo se [OH-] = 10 -4 então [H+] = 10-10 Cálculo do pH: pH = - log[H+]; se[H+] = 10-10; pH = -log10 -10; pH = 10
Outro exemplo Sabendo que o pOH é igual a 5, qual o valor do pH? Sabendo que o pH + pOH = 14, então devemos substituir o valor do pOH e determinar o pH. (pH + pOH = 14); ( pH + 5 = 14); (pH= 14 – 5); pH= 9
Veja o pH de alguns meios do nosso cotidiano. Líquido Leite tipo C (leite de caixa) Água de torneira Água do mar Refrigerante Lágrima Suco de laranja Leite de magnésia
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pH 7,0 5,0 8,0 3,0 7,0 4,0 10,5
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Um procedimento comum entre as pessoas é tomar leite de vaca gelado para combater a azia estomacal, porém quem realiza esse procedimento sente um alívio momentâneo e em seguida volta a sofrer com a azia. Agora é possível entender o porquê dessa situação, o leite possui pH neutro é não conseguirá neutralizar a acidez excessiva estomacal que está provocando a azia, o mais correto seria utilizar o leite de magnésio que é uma base, pH igual a 10,5, e assim poderá combater a acidez que está provocando o fenômeno e questão.
Solução tampão Solução que contém um equilíbrio químico formado por um ácido fraco e o seu sal correspondente ou por uma base fraca e o seu sal correspondente, e que possui a finalidade de manter estável o pH de um meio. Exemplo:
1 - H2CO3aq H+aq + HCO3-aq 2 - NaHCO3aq Na+aq + HCO3-aq
Esse é um tampão ácido e funciona da seguinte maneira: Se for acrescentado um ácido (H +) ao sistema, sistema, o equilíbrio 1 irá se deslocar para a esquerda aumentando assim o consumo desses íons introduzidos. Para que haja o consumo do íon H+ é necessário uma disponibilidade do íon HCO 3-, que será fornecido pelo equilíbrio 2. Podemos então entender que o sal tem a função de fornecer o íon HCO3- necessário para reagir com o H +. Caso haja o acréscimo de uma base (OH -) a tendência do meio seria ficar básico, porém não irá acontecer, pois esse íon será neutralizado pelo íon H+ existente no equilíbrio 1, quando isso ocorrer o equilíbrio 1 será deslocado para a direita repondo o H + que fora consumido.
O sangue possui um pH fisiológico igual 7,28 e mudanças bruscas nesse valor podem levar o individuo a óbito, porém isso não acontece facilmente, pois nesse meio há várias soluções tampões que mantém estável o seu pH, ou seja permite apenas pequenas variações. Se não fossem os tampões existentes no sangue ao se deliciar com uma saborosa laranja poderíamos morrer, pois, quando os ácidos dessa fruta
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chegassem no sangue iriam acidificar esse meio, meio, coagulando-o e assim nos mataria, mataria, mas pode chupar laranja a vontade pois os tampões tampões do seu sangue garantem que isso não vai acontecer a contecer..
Nesse item vamos estudar o que acontece quando uma reação em equilíbrio sofre uma perturbação, e quais os fatores que podem perturbá-la. Existiu um cientista conhecido como Le Chatelier que anunciou: “ Todo sistema reversível em equilíbrio quando sofre uma perturbação emite uma resposta tentando anular a p erturbação em questão, essa resposta será denominada de deslocamento de equilíbrio”. Esse enunciado ficou conhecido como princípio de Le Chatelier. Vamos começar a entender o deslocamento de equilíbrio a partir dos fatores de perturbação. 1 - CONCENTRAÇÃO Tomemos como base a equação a seguir
H2(g) + N2(g)
NH3(g)
Supondo que essa essa reação encontra-se em equilíbrio, o que implica afirmar afirmar que as duas velocidades, direta e inversa, possuem o mesmo valor, então o que aconteceria com equilíbrio caso a concentração de uma substância do reagente ou do produto fosse alterada? Depende, se a concentração dessa substância for aumentada a reação de consumo da mesma será acelerada com a finalidade de anular o aumento da sua concentração. Exemplo 1: Um aumento da quantidade de H 2 ou de N2, que é um reagente, irá acelerar a reação de consumo dessa substância, a reação direta, provocando uma maior produção de NH3. Esse aumento na velocidade direta causa um desequilíbrio no sistema, porém com o passar do tempo a velocidade inversa vai aumentando e a direta vai diminuindo, até chegar ao momento que as velocidades voltam a se igualar, então entendemos que o equilíbrio foi restabelecido. Conclusão: um aumento da concentração dos reagentes que se encontram na esquerda da equação desloca o equilíbrio no sentido dos produtos que se encontram na esquerda da equação.
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Exemplo 2: Uma diminuição da quantidade de H2 e N2 do sistema irá acelerar a reação que repõe a substância retirada, com a finalidade de restabelecer o equilíbrio. Conclusão: A diminuição da concentração de uma substância substância irá descolar o equilíbrio para o lado oposto.
Fator Aumento da concentração dos Reagentes Aumento da concentração dos produtos Diminuição da concentração dos Reagentes Diminuição da concentração dos produtos
Deslocamento do equilíbrio Desloca o equilíbrio para o lado dos produtos (lado (lado oposto) oposto ) Desloca o equilíbrio para o lado dos reagentes (lado (lado oposto) oposto ) Desloca o equilíbrio para o lado dos reagentes(mesmo reagentes(mesmo lado) lado) Desloca o equilíbrio para o lado dos produtos(mesmo produtos(mesmo lado)
OBS. A introdução ou a retirada de parte de um sólido do sistema não desloca o equilíbrio.
2 – PRESSÃO Esse fator só influencia se entre as substâncias houver pelo menos uma na fase gasosa e entre os reagentes uma diferença de volume.
Em um sistema gasoso quando há um aumento na pressão do sistema a reação se desloca para ocupar um menor volume com objetivo de aliviar a pressão que está sendo submetida, submetida, Já a diminuição da pressão pressão do sistema sistema tem efeito efeito contrário. Para saber qual o lado ocupa um menor ou maior volume vamos utilizar uma regra prática. Vamos somar os coeficientes estequiométricos das substâncias gasosas de cada lado da equação química e para a menor soma vamos adotar o lado de menor volume e o lado de maior soma será o maior volume. Exemplo 1:
3H2(g) + 1N2(g)
2NH3(g)
Somando o coeficiente 3 do H2 com coeficiente 1 do N 2 temos um somatório 4 para os reagentes, nos produtos como só há o NH 3 a soma dos coeficientes é 2. Conclusão: Para essa reação os reagentes ocupam um maior volume o produto ocupa um menor volume. Um aumento aumento da pressão do sistema sistema nessa reação reação desloca o equilíbrio no sentido dos produtos, aumenta a produção de NH 3, já a diminuição da pressão do
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sistema desloca o equilíbrio no sentido dos reagentes, favorecendo favorecendo a formação de H 2 e N2 .
Exemplo 2:
HCl(aq)
H+(aq) + Cl-(aq)
Nessa reação a pressão não perturba o equilíbrio, o seja não provoca o deslocamento da reação, pois não há nenhuma substância substância na fase gasosa.
Exemplo 3:
1CO2(g) + 1Fe(S)
1FeO(s) + 1CO(g)
Nessa reação a pressão não desloca o equilíbrio, pois apesar de haver gás, não há entre os reagentes e os produtos uma diferença de volume. Observe que o somatório dos coeficientes gasosos dos reagentes, 1, é igual ao somatório dos coeficientes gasosos dos produtos, 1.
Fator Aumento da pressão do sistema Diminuição da pressão p ressão do sistema
Deslocamento do equilíbrio Desloca o equilíbrio para o lado menor volume Desloca o equilíbrio para o lado maior volume
OBS. A expressão, o aumento ou a diminuição da pressão de uma substância, significa aumentar ou diminuir a concentração concentração dessa substância e deve ser analisado de acordo foi estudado anteriormente no fator concentração.
3 – TEMPERATURA Esse fator além de perturbar o equilíbrio também causa uma mudança no valor da constante de equilíbrio. Vale ressaltar que os outros dois fatores anteriores, pressão e concentração, perturbam o equilíbrio, mas não alteram o valor da constante de equilíbrio. Em uma reação reversível existem duas reações, uma direta e uma inversa. Tratando–se de energia, se a reação direta for endotérmica a reação inversa é exotérmica e vice vice e versa. Quando aumentamos a temperatura temperatura estamos estamos fornecendo calor ao sistema, para anular esse acréscimo de energia a reação que consome energia, a endotérmica, será acelerada para o que o equilíbrio seja restabelecido. O contrário acontece quando diminuímos a temperatura, aceleramos a reação exotérmica.
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Exemplo:
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3H2(g) + 1N2(g)
2NH3(g)
H<
0
Se o H da reação é negativo indica que a reação direta é exotérmica, logo a reação inversa é endotérmica. Para essa reação o aumento da temperatura temperatura favorece a reação inversa que a endotérmica, aumentando assim a produção de H 2 e N2, já se houver uma diminuição da temperatura acontecerá o contrário do que foi citado.
Obs. O H citado na reação sempre pertence à reação direta. Fator Aumento da temperatura sistema Diminuição da temperatura sistema
Deslocamento do equilíbrio do Desloca o equilíbrio no sentido endotérmico do Desloca o equilíbrio no sentido exotérmico
Quando saturamos um solvente com um determinado soluto um equilíbrio é estabelecido entre a fração que está se dissolvendo e a fração dissolvida, e a constante de equilíbrio desse processo é conhecida como produto de solubilidade, Kps ou Ks. Exemplo:
Na+aq
Cl-aq
NaCl (s) Nessa imagem é possível entendermos que a solução se encontra saturada e que a massa de corpo de fundo está em equilíbrio com a massa de sal dissolvida. A equação que representa esse equilíbrio é:
NaCl(s) + H2O(l)
Na+aq + Cl-aq
Escrevendo a constante de equilíbrio
Ks =[ Na+aq] x [ Cl-aq],
não
representamos o NaCl (s) porque é um sólido nem a água por nessa equação atuar como um solvente. solvente.
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Podemos afirmar que quanto menor o valor de Ks menor a quantidade de espécies químicas dissolvidas, logo menos solúvel é o composto. As substâncias classificadas como insolúveis possuem um valor de Ks muito baixo, indicando que a massa dissolvida é infinitamente pequena, mas não necessariamente necessariamente nula.
Exemplos: Nome
Fórmula
Produto de solubilidade, 25ºC
Cloreto de chumbo II
PbCl2
3,2 x10 -5
Cloreto de prata
AgCl
1,0 x10-10
Iodeto de prata
AgI
Hidróxido de alumínio
Al(OH)3
1,0 x10-16 2 x10-32
Através desses dados podemos concluir que o composto mais solúvel em água é o cloreto de chumbo II e o menos solúvel é o hidróxido de alumínio. Atividade 1: Sabendo que uma solução encontra-se saturada de AgCl a 25ºC, determine a concentração de íons Ag + dissolvido na solução.
Resposta: a equação de dissolução do composto é: 1AgCl(s) 1Ag+aq + 1 Cl-aq + 1 - 1 A Ks =[ Ag aq] x [ Cl aq] , como não sabemos o valor da concentração de Ag + , chamaremos de X, e chamaremos a concentração Cl - também de X, pois estes estes dois produtos estão na mesma proporção, o que é evidenciado pela igualdade dos coeficientes estequiométricos. Substituindo na equação temos:
(Ks =[ Ag+aq]1 x [ Cl-aq]1), (1x 10-10 = X1. X 1), (1x 10-10 = X2), (X=1x10-5mol/L) Atividade 2: Sabendo que uma solução encontra-se saturada de PbCl 2 a 25ºC, determine a concentração de íons Pb ++ dissolvido na solução.
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Resposta: a equação de dissolução do composto co mposto é: 1PbCl2(s) 1Pb++aq + 2 Cl-aq ++ 1 - 2 A Ks =[ Pb aq] x [ Cl aq] , como não sabemos o valor da concentração de Pb++ , chamaremos de X, e chamaremos chamaremos a concentração concentração Cl - de 2X, pois a concentração de Cl- é o dobro da concentração de Pb ++ , o que é evidenciado pelos coeficientes estequiométricos. Substituindo na equação temos:
{Ks =[ Pb++aq]1 x [ Cl -aq]2}, {3,2x 10 -5 = X1. (2X) 2}, {X3=8x10-6}, { X = 2x10 2x10-2mol/L}.
{32x 10-6 = 4X3},
Uma solução iônica em equilíbrio pode ser perturbada quando nesse sistema acrescentamos outra substância iônica que possui um íon comum ao sistema em equilíbrio. Vejamos um exemplo. exemplo.
1AgCl(s)
1Ag+aq + 1 Cl-aq
Ag+
Cl-
AgCl(s) Se acrescentarmos o composto NaCl aq nesse sistema em equilíbrio, estamos acrescentando os íons Na+ e Cl- , sendo sendo o segundo segundo íon comum ao equilíbrio equilíbrio em questão e por isso haverá um deslocamento de equilíbrio favorecendo a reação inversa, reação essa que é a de precipitação do AgCl (s), diminuindo a solubilidade do composto cloreto de prata. Conclusão: a introdução de um íon comum ao sistema iônico em equilíbrio provoca a precipitação p recipitação do sólido em equilíbrio.
Um íon que não é co mum aos íons do equilíbrio é capaz deslocar o equilíbrio químico? Sim, é possível desde que o íon que vai ser introduzido no sistema reaja com um dos íons do equilíbrio. Vejamos o exemplo a seguir.
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O vinagre é uma solução aquosa de ácido acético de concentração 4%. A ionização desse ácido em água forma o equilíbrio:
CH3COOHaq
CH3COO-aq
+ H+aq
Esse é um sistema iônico, pois possui íons no equilíbrio. Ao introduzirmos o composto NaOHaq estamos colocando dois tipos de íons o OH - e o Na+, nenhum comum aos íons do equilíbrio, porém um deles o OH - é capaz de reagir com o íon H + do equilíbrio, essa reação resultará na formação da molécula de água, e acarretará na diminuição da concentração dos íons H +, e isso promoverá o deslocamento do equilíbrio que nesse caso será no sentido da formação dos produtos, aumentando assim a ionização do ácido acético.
O esmalte dos dentes é formado por um sólido, a hidroxiapatita Ca5(PO4)3OH, que na boca forma um equilíbrio representado pela equação a seguir.
Ca5(PO4)3OH(s) + H3O+(aq) 5Ca2+(aq) + 3PO4+3(aq) + 2H2O(l)
O desgaste desgaste do esmalte esmalte se se dá à medida que a hidroxiapatita reage com íon H 3O+, porém a reposição desse material se dá através da reação inversa como demonstra a reação. Podemos extrair extrair desses dados que toda vez vez que nossa boca ficar ácida haverá haverá + um aumento da concentração dos íons H 3O deslocando o equilíbrio no sentido da formação dos produtos, sentido esse que consome o esmalte do dente, deixando-o vulnerável ao ataque das bactérias. A acidificação da boca acontece toda vez que ingerimos alimentos ácidos, como por exemplo, os refrigerantes, ou quando ingerimos alimentos a base de açúcar e não escovamos de forma correta os dentes, pois esses alimentos sofrem fermentação produzindo o ácido láctico. Outro detalhe também importante é que uma boca ácida permite a proliferação da bactéria, estreptococo mutans que provocam a cárie, elas são acidófilas, ou seja, possuem afinidade pelo meio ácido. ácido. Para combater combater esses problemas problemas o homem homem criou o creme dental, que possui na sua constituição NaHCO 3, um sal que basifica a boca e dessa forma reveste os fenômenos explicados.
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ATIVIDADES Questão 1 As propriedades ácidas e básicas de soluções aquosas dependem de características do solvente, a água. Essa, quando pura, ou quando usada como solvente, dissocia-se parcialmente, em íons H 3O+ e OH –. Na água pura a 25 °C, as concentrações desses íons são iguais a 1,00 x 10–7 mol/L; e a 37 C, são iguais a 1,50 x 10 –7 mol/L. Com base na mudança dos valores da propriedade de auto-ionização da água em função da temperatura, julgue os itens a seguir como verdadeiros ou falsos.
( ) O valor da constante de equilíbrio equilíbrio para a reação de auto-ionização auto-ionização da água pura a 25 –14 2 2 °C é igual a 1,00 x 10 mol /L . ( ) A 37 °C, a reação de auto-ionização auto-ionização da água pura ocorre com maior maior intensidade que a 25 °C. ( ) O valor da constante de equilíbrio para a reação reação de auto-ionização da água pura é maior a 37 °C. ( ) A 37 °C, a água pura não é mais neutra. neutra.
Questão 02 Observe o gráfico abaixo, relativo ao estabelecimento do equilíbrio de uma reação, a 298K, do tipo: A+3B
C
+ 3D
O valor de constante de equilíbrio (Kc) para essa reação, a 298K, é: a) 3 b) 6
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c) 12 d) 24
Questão 03
Numa experiência, realizada a temperatura constante, em que se partiu do isômero A puro, foram obtidos os seguintes dados da concentração desse isômero em função do tempo, em segundos. Veja na tabela a seguir:
a) Obtenha os dados da concentração do isômero B e preencha a tabela desses dados para todos os tempos indicados. b) Qual o valor da constante c onstante desse equilíbrio? Justifique. Questão 04
A 250°C, a constante de equilíbrio de dimerização do ciclopentadieno é 2,7
Nessa temperatura, foram feitas duas misturas do monômero com seu dímero. Dadas as concentrações das misturas em um dado da do instante, responda. Mistura 1 – monômero(C 5H6) = 0,800 e dímero(C10H12) = 1,728 Mistura 2 - monômero(C m onômero(C5H6) = 1,000 e dímero(C10H12) = 3,456 A) Determine se as misturas encontram-se ou não em equilíbrio. Justifique.
Questão 05
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Em relação ao sistema em equilíbrio equ ilíbrio representado pela equação, pode-se afirmar: a) O aumento da temperatura do sistema diminui o valor numérico da constante de equilíbrio. b) A variação das concentrações do N2O4(g) e do NO2(g) implica manutenção do valor numérico da constante de equilíbrio. eq uilíbrio. c) Diminuindo-se a pressão total sobre o sistema, o equilíbrio é deslocado para a esquerda. d) A adição de d e um catalisador ao sistema desloca o equilíbrio para a direita. e) A constante de equilíbrio, equ ilíbrio, Kc, é representada pela expressão
Questão 06
Para o seguinte se guinte equilíbrio hipotético:
São feitas as seguintes afirmações. I. A constante de equilíbrio equ ilíbrio aumenta aumenta com o aumento da temperatura. te mperatura. II. Um aumento de pressão pre ssão por redução de volume aumenta a produção de XY. XY . III. A adição de uma maior quantidade de X ao sistema desloca o equilíbrio para a produção de XY. IV. A formação de XY e favorecida por uma diminuição de temperatura. Quais estão corretas? a) Apenas III. b) Apenas IV. c) Apenas I e III. d) Apenas II e III. e) Apenas II e IV.
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Questão 07
Com base nos dados da tabela, é correto afirmar: Líquido
pH
Leite tipo C 7,0 Água de torneira 5,0 Água do mar 8,0 Refrigerante 3,0 Lágrima 7,0 Suco de laranja 4,0 Leite de magnésia 10,5 Com base nos dados da tabela, é correto afirmar: 01) O refrigerante apresenta a menor concentração íons H+. 02) O leite tipo C e a lágrima apresentam concentração de hidroxila igual a 1 . 10 -7 mol/ℓ. 03) A 03) A água de mar é mais ácida do que a água águ a de torneira. 04) O leite tipo C é o mais indicado para corrigir a acidez estomacal. 05) O suco de laranja é o mais ácido do que o refri gerante. Questão 08
I. N2O4(g) II. H2(g) + I2(g) III. PCl5(g)
↔
2NO2(g) 2HI(g) PCl3(g) + Cl2(g)
↔
↔
Essas equações representam sistemas em equilíbrio. Aumentando-se a pressão sobre esses sistemas,
01) o equilíbrio será deslocado para a direita, em I. 02) o equilíbrio será deslocado para a esquerda em II. 03) o equilíbrio, em I e em III, será deslocado para a esquerda. 04) os sistemas II e III ficarão inalterados. 05) a constante de equilíbrio, em I e em III, aumentará.
Questão 09
O ozônio é formado na alta atmosfera, ou obtido em laboratório, pela ação de radiação rad iação eletromagnética sobre o oxigênio, segundo o sistema em equilíbrio representado pela equação química 3O2(g) 2O3(g). ↔
A partir dessa informação e dos conhecimentos sobre equilíbrio químico, pode-se afirmar:
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01) O valor da constante de equilíbrio, Kc, independe indep ende da temperatura. 02) A 02) A diminuição da pressão na alta atmosfera favorece fav orece a formação de ozônio. 03) A 03) A utilização de catalisador implica aumento da concentração de ozônio. 04) 04) A constante de equilíbrio, Kp, aumenta com o aumento da concentração de ozônio, a uma mesma temperatura. Kc 05) A 05) A relação entre Kp e Kc é representada pela expressão Kp . Rt Questão 10
Considere o sistema em equilíbrio representado pela equação química:
CO(g) + 2H2(g)
↔
CH3OH(g)
H<0
∆
Com base nesse sistema e nos conhecimentos sobre equilíbrio químico e termoquímica, pode-se afirmar que haverá deslocamento d eslocamento do equilíbrio para a
01) direita, com o aumento da temperatura. 02) esquerda, com o aumento da concentração de metanol. me tanol. 03) direita, diminuindo-se a concentração de hidrogênio. hid rogênio. 04) esquerda, com a diminuição da temperatura. 05) esquerda, com o aumento da concentração de monóxido de carbono Questão 11
O nitrogênio é um dos principais constituintes de fertilizantes sintéticos de origem não orgânica. Pode aparecer na forma de uréia, sulfato de amônio, fosfato de amônio etc., produtos cuja produção industrial depende da amônia como reagente inicial. A produção de amônia, por sua vez, envolve a reação entre o gás nitrogênio e o gás hidrogênio. A figura a seguir mostra, aproximadamente, as porcentagens de amônia em equilíbrio com os gases nitrogênio e hidrogênio, na mistura da reação r eação de síntese.
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A) Demonstre usando dados do gráfico como a pressão e a temperatura podem interferir na produção de amônia.
Questão 12 Para o sistema em equilíbrio
são dados os valores de Kc a diferentes temperaturas
Sobre esse equilíbrio é correto co rreto afirmar que a) a formação de NO 2 é processo exotérmico. b) a cor castanho do NO2 se intensifica pelo aumento de pressão. c) a cor do NO2 se enfraquece pela elevação da temperatura. d) os valores valores de Kc informam que a concentração de N2O4, é maior a 0 °C. e) quando 0,2 mol de N2O4 se transformam são produzidos 0,2mol de NO 2
Questão 13
Do equilíbrio C(s) + CO 2(g) 2CO(g), Δ H=174kJ/mol H=174kJ/mol de carbono, é INCORRETO afirmar que: a) kp = (Pco)2 / (Pco2) b) a velocidade da reação direta (V 1) é igual à velocidade da reação inversa (V2). c) a adição de catalisador não altera o equilíbrio. e quilíbrio. ↔
d) um aumento da pressão p ressão total favorece a formação do monóxido de carbono. carb ono.
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e) a diminuição da temperatura desfavorece d esfavorece a formação do monóxido de carbono.
Questão 14 Na tabela, há alguns sistemas aquosos com os respectivos valores aproximados de pH, a 25°C.
Considerando os sistemas aquosos da tabela, é correto afirmar que: a) o vinagre é três vezes mais ácido que o suco gástrico. b) no vinagre, a concentração de íons H 3O+ é cem mil vezes maior que a da saliva. c) a água do mar é menos alcalina que a saliva e mais ácida que o vinagre. d) o sistema aquoso limpa-forno é o que contém o menor número de mols de hidroxila por litro. e) o suco gástrico constitui um sistema aquoso fracamente ácido.
Questão 15
Na equação a A + b B ↔ c C + d D , após atingir o equilíbrio químico, podemos concluir a respeito da constante de equilíbrio que:
a) Quanto maior for o valor de Kc, maior será o rendimento da reação direta. dir eta. b) Kc independe da temperatura. c) Se as velocidades das reações direta e inversa forem iguais, então Kc = 0. d) Kc depende depe nde das molaridades iniciais dos reagentes. e) Quanto maior for o valor de Kc, menor será a concentração dos produtos. p rodutos.
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Questão 16
Na fase gasosa ocorre a reação descrita pela equação A + B ↔ C + D O gráfico representa a variação das concentrações c oncentrações das espécies em função do tempo. te mpo.
Considerando essas informações, todas as alternativas estão corretas, EXCETO EX CETO a) A velocidade da reação direta em t 1 é menor que em t 2. b) As concentrações das espécies em e m t3 são as mesmas em t2. c) No equilíbrio a reação está e stá deslocada no sentido da formação dos reagentes. d) O sistema atinge o equilíbrio em t 2. e) O valor da constante c onstante de equilíbrio, Kc , é 0,25.
Questão 17
A equação química representa a combustão total do metano, um componente do gás natural que vem sendo send o utilizado como combustível em veículos. Considerando-se essa informação e os conhecimentos sobre energia e reações químicas, pode-se afirmar:
01) As faíscas elétricas catalisam as reações de combustão nos motores de automóveis.
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02) A energia de d e formação do CO2(g) é 890,2kJ. 03) O conteúdo energético dos reagentes é maior que q ue o dos produtos. 04) O aumento da frota de automóveis movidos a gás natural contribuirá para a redução brusca do efeito estufa no País. 05) A combustão total do gás metano líquido libera a mesma quantidade de energia que a dessa substância na fase líquida.
Questão 18
H2(g) + CO2(g) + 9,9kcal ↔ H2O(g) + CO(g)
Da reação em equilíbrio representada pela equação anterior, fazem-se as afirmações: I- É uma reação endotérmica. II- Se for adicionado CO, o equilíbrio desloca-se para a esquerda. III- Se a temperatura aumentar, o equilíbrio descola-se para a esquerda. IV- Se um catalisador for adicionado, o equilíbrio desloca-se para a direita. Então, são corretas somente: a) I e II. b) II e III. c) I, II e III. d) II, III e IV. e) I e IV.
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Questão 19 A amônia é sintetizada pelo processo Haber, que se baseia na reação
Qual das medidas a seguir não aumentará a quantidade de amônia presente no equilíbrio? a) Aumentar a proporção de nitrogê nitr ogênio nio na mistura b) Introduzir um catalisador apropriado c) Injetar mais hidrogênio no reator d) Diminuir a temperatura e) Aumentar o volume do reator Questão 20
O gráfico a seguir representa a evolução de um sistema onde uma reação reversível ocorre até atingir o equilíbrio.
Sobre o ponto t 1, neste gráfico, 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 o 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. e) um instante no qual o produto das concentrações dos reagentes é igual ao produto das concentrações dos produtos.
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Questão 21
Considere o sistema em equilíbrio
Assinale a(s) proposição VERDADEIRA(S). 01. A adição de um catalisador favorece a formação dos produtos. 02. Aumentando-se a pressão total sobre o sistema, o equilíbrio eq uilíbrio não será deslocado. 04. A formação de N2(g) será favorecida se aumentamos a pressão total sobre o sistema. 08. A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a direita. 16. Aumentando-se a pressão parcial do CO, o equilíbrio desloca-se desloca-se para a esquerda. 32. A constante de equilíbrio Kp da reação em termos de pressões parciais, é dado pela expressão: Kp=p(N2).p(CO2)2 / p(NO)2.p(CO)2
Questão 22
Produção da cianamida cálcica, hoje utilizada como matéria-prima para a f abricação de certas resinas, envolve o equilíbrio químico representado por:
Esse equilíbrio será alterado no sentido de aumentar o rendimento em massa do produto se for a) elevada a temperatura. b) elevada a pressão. c) utilizado um catalisador. d) diminuída a pressão. e) diminuída a quantidade de CaC2(s). Questão 23
Para o seguinte equilíbrio hipotético: hipotético:
São feitas as seguintes afirmações. I. A constante de equilíbrio equ ilíbrio aumenta aumenta com o aumento da temperatura. te mperatura.
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II. Um aumento de pressão pre ssão por redução de volume aumenta a produção de XY. XY . III. A adição de uma maior quantidade q uantidade de X ao sistema aumenta a produção de XY. IV. A formação de XY e favorecida por uma diminuição de temperatura. Quais estão corretas? a) Apenas III. b) Apenas IV. c) Apenas I e III. d) Apenas II e III. e) Apenas II e IV. Questão 24
Sendo dado o seguinte segu inte equilíbrio químico:
Assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S) . 01) A reação direta é end otérmica. 02) A expressão para calcular a constante de equilíbrio em termos de concentrações molares é:
04) Aumentando-se a pressão sobre o sistema em equilíbrio, ele será deslocado no sentido de produzir mais PCl5(g). 08) Aumentando-se a temperatura, o equilíbrio será deslocado para a direita. 16) Adicionando-se um catalisador, o equilíbrio será deslocado para a direita. 32) Aumentando-se a concentração de Cl2(g), haverá aumento na concentração do PCl5(g).
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Questão 25
São dadas as duas soluções aquosas: aqu osas:
Com base nas afirmações acima, podemos p odemos concluir CORRETAMENTE que: (01) A solução “A” apresenta pH = 4, portanto, com caráter ácido. (02) A solução “B” apresenta caráter básico e pH p H = 8. – (04) A concentração de íons OH , presentes na solução “A”, é 10 –10 mol/L. (08) A concentração de íons OH –, presentes na solução “B”, é 10 –6 mol/L. (16) Adicionando-se 100 mL de água a 100 mL da solução “A”, a nova concentração será [H+] = 1 · 10 –2 mol/L. (32) Ao adicionarmos 100 mL de água águ a a 100 mL da solução s olução “A”, a nova solução ficará mais ácida.
Questão 26
O processo industrial Haber-Bosch de obtenção da amônia se baseia no equilíbrio químico expresso pela equação:
Nas temperaturas de 25 °C e de 450 °C, as constantes de equilíbrio KP são 3,5 x 10 8 e 0,16, respectivamente. a) Com base em seus conhecimentos sobre equilíbrio e nos dados fornecidos, quais seriam, teoricamente, as condições de pressão e temperatura que favoreceriam a formação de NH3? Justifique sua resposta.
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Questão 27 O pH do leite de vaca é aproximadamente 6,5 e, quando armazenado em determinadas condições, favorece o crescimento bacteriano. No metabolismo das bactérias, ocorre a seguinte reação: H substrato
H 3C
C
O C
OH
OH
ácido lático
Sendo assim, após algum tempo, o leite perde suas características, coagulando-se ou, como se diz, o leite azeda. Sabendo-se que o leite contém, em grande quantidade, a proteína caseína e que esta se precipita em pH = 4,5 , pode-se afirmar que a) as bactérias produzem o ácido ácido que aumenta o pH do leite, desnaturando desnaturando a caseína. b) o leite coagula devido devido à morte das bactérias que que não sobrevivem sobrevivem em pH pH igual a 6,5. 6,5. c) o metabolismo metabolismo bacteriano bacteriano aumenta aumenta a concentração de cátions H+, tornando o meio mais ácido. d) a concentração de íons H+ no leite azedo é 1,44 vezes menor que a no leite normal. e) a introdução de etanóico no leite neutralizaria o efeito do ácido lático. Gab: Gab: C Questão 28 O equilíbrio químico se caracteriza por ser uma dinâmica em nível microscópico. Para se ter uma informação quantitativa da extensão do equilíbrio químico, usa-se a grandeza constante de equilíbrio. Considere a tirinha a seguir.
FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química , volume único. São Paulo: Moderna, 1996. p.351. [Adaptado [A daptado]] Aplicada ao equilíbrio químico, a idéia que o personagem tem sobre equilíbrio a) b)
é correta, pois, no equilíbrio químico, metade das quantidades sempre é de produtos, e a outra metade metade é de reagentes. não é correta, correta, pois, no no equilíbrio químico, químico, as concentrações concentrações de produtos produtos e as de reagentes reagentes podem ser diferentes, mas são constantes.
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Q uímic uímicaa c) d) e)
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é correta, pois, pois, no equilíbrio químico, químico, as concentrações concentrações de reagentes reagentes e as de produtos produtos sempre são iguais, desde que o equilíbrio não seja perturbado por um efeito externo. não é correta, correta, pois, no no equilíbrio equilíbrio químico, as concentrações concentrações dos produtos produtos sempre são maiores que que as dos reagentes, desde que o equilíbrio não seja afetado por um fator externo. é correta pois a constante constante de equilíbrio equilíbrio deve ter sempre o valor 1
Gab: B
Questão 29
De acordo com esse princípio, em uma reação exotérmica, em que os reagentes estão no estado sólido e os produtos no estado gasoso, a) aumentando-se a pressão, o equilíbrio equilíbrio é deslocado no sentido dos produtos. b) aumentando-se a temperatura, o equilíbrio é deslocado deslocado no sentido sentido dos produtos. c) aumentando-se a concentração dos reagentes, o equilíbrio é deslocado deslocado no sentido dos mesmos. d) adicionando-se catalisador, catalisador, o equilíbrio equilíbrio é deslocado no sentido sentido dos produtos. e) aumentando-se a concentração dos produtos, o equilíbrio é deslocado no sentido dos reagentes.
Gab: E
Questão 30 Dado os equilíbrios analise as proposições sobre as modificações que ocorrem na constante equilíbrio, marcando somente as verdadeiras. verdadeiras. I.
C (s)
1 O 2 2(g)
CO (g)
II. HCOOHAq
Ag Aq
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HCOO Aq + H Aq
Ag Aq C Aq
III. AgCl(s)
2 NH 3Aq
Kc = 4,0 x 1023
A 25ºC A 25ºC
Kc = 2 x 10-4
Kc = 2 x 10-10
Ag(NH3) 2Aq
Kc = 1,5 x 107
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IV. N2(g) + O2(g) V. 1(Butano(g))
Kc = 4,5 x 10-31 Kc = 6,7 x 10-10
2NO(g) A 298K; A 900 K; 1(Isobutano(g)) A 298 K
( 01 ) A reação 2C(s) + 102(g) ( 02 ) AgCℓ(s) + 2NH3Aq ( 04 ) O sistema HCOO Aq + H Aq
Kc = 2,50 A25ºC possui Kc igual 1,6 x10 47
2CO(g)
Ag (NH3) 2 + Cℓ¯ possui Kc igual a 3,0 x 10 -3 HCOOHAq possui Kc igual a 2 x 10 -4
( 08 ) A reação IV pode ser classificada como endotérmica. ( 16 ) A 298K, um sistema que possua concentração molar de isobutano e de butano igual a 4mol/L e 3mol/L respectivamente encontra-se em equilí brio. ( 32 ) Uma variação de pressão no sistema IV não altera o equilíbrio. ( 64 ) A adição de NaOHAq ao sistema II desloca o equilíbrio para a esquerda.
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