O documento descreve os conceitos de equilíbrio químico, características do equilíbrio, constantes de equilíbrio e cálculos envolvendo equilíbrio químico. As principais ideias são: 1) Uma reação em equilíbrio dinâmico apresenta velocidades iguais para a reação direta e inversa; 2) A constante de equilíbrio de uma reação depende apenas da temperatura e fornece informações sobre a extensão da reação; 3) Cálculos envolvendo equil

1. EQUILÍBRIO QUÍMICO com que, ao ser atingido o equilíbrio, as concentrações
molares das substâncias participantes permaneçam
 REAÇÃO REVERSÍVEL constantes; cada transformação de moléculas reagentes
em produtos é compensada por uma transformação de
Reação reversível é aquela que ocorre moléculas produtos em reagentes.
simultaneamente nos dois sentidos.
A variação das concentrações molares dos
1 reagentes e produtos, dependendo das condições em
A+B C+D que se estabeleça o equilíbrio, pode ser representada
2
por um dos seguintes diagramas:
sentido 1 = reação direta
sentido 2 = reação inversa ou reversa
concentração molar
 CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO
[A] e/ou [B]
Considerando a reação reversível:
1
A+B C+D [C] e/ou [D]
2
t tempo
À medida que ocorre a reação direta, as
concentrações molares de A e de B diminuem (A e B [A] e/ou [B] > [C] e/ou [D]
são consumidos), ao passo que as concentrações
molares de C e de D aumentam (C e D são formados).
Aplicando às reações direta e inversa a lei de
velocidades, conclui-se que, com o passar do tempo, a
velocidade da reação direta diminui enquanto que a concentração molar
velocidade da reação inversa aumenta.
v1 = k1.[A].[B] v2 = k2.[C].[D] [C] e/ou [D]
[A] e/ou [B]
diminui estas concentrações aumenta estas concentrações
porque vão diminuindo porque vão aumentando t tempo
[A] e/ou [B] < [C] e/ou [D]
Após um tempo t, as velocidades das reações direta
e inversa se igualam. Diz-se, então que a reação atingiu
um estado de equilíbrio dinâmico, o equilíbrio químico.
concentração molar
Graficamente, tem-se:
[A] e/ou [B] = [C] e/ou [D]
Velocidade
t tempo
v2 [A] e/ou [B] = [C] e/ou [D]
v1 = v2
Em qualquer condição que se estabeleça, o
v1 equilíbrio químico será caracterizado por:
• ocorrer em um sistema fechado ou que se
0 t Tempo comporte como tal;
• apresentar reagentes e produtos, pois a reação não
t = tempo no qual o equilíbrio é atingido se processa totalmente;
• apresentar velocidades iguais para as reações
direta e inversa;
A partir do instante em que o sistema atinge o estado
• apresentar constância das concentrações molares
de equilíbrio químico, tem-se a impressão que a reação
das substâncias participantes.
cessou, pois não ocorre mais nenhuma modificação
observável. No entanto, as reações direta e inversa
continuam a ocorrer com velocidades iguais. Isto faz

2.  CONSTANTES DE EQUILÍBRIO 1
x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g)
2
Qualquer equilíbrio químico é caracterizado por uma
constante de equilíbrio, a qual é obtida através da lei do
equilíbrio que diz: tem-se:
"O produto das concentrações molares dos produtos
Kp 
pCw .pDt
da reação dividido pelo produto das concentrações
molares dos reagentes, estando cada concentração
pA x .pBy
elevada a um expoente igual ao seu coeficiente na
equação química considerada, é constante." onde p corresponde à pressão parcial do gás
considerado, após atingido o equilíbrio.
Esta constante de equilíbrio é representada por Kc e
Exemplos:
é denominada de constante de equilíbrio em função
das concentrações molares.
(pNH3)2
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kp =
Considerando a reação reversível: (pN2) . (pH2)3
1
x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g)
2 (pSO2)2 . (pO2)
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Kp =
(pSO3)2
pela aplicação da lei do equilíbrio, obtém-se:
Kc 
Cw .Dt Atenção !
Ax .By
• Nos equilíbrios em que existirem partici-
A constante de equilíbrio é característica de cada pantes sólidos, estes não devem ser
reação química e seu valor depende somente da representados na expressão da constante
temperatura. de equilíbrio em função das
concentrações molares (Kc), pois suas
Para qualquer reação tem-se que, quanto maior o concentrações são sempre constantes.
valor de Kc, maior será o rendimento ou a extensão da • Na expressão de Kp só devem ser
reação, isto é, a concentração dos produtos presentes representados os componentes gasosos.
no sistema será maior que a concentração dos
reagentes. Caso contrário, quanto menor o valor de Kc,
menor o rendimento ou a extensão da reação, ou seja,
haverá maior concentração dos reagentes em relação à Observe as expressões de Kc e Kp para os
de produtos. equilíbrios a seguir:
Exemplos:
2 CO(g) + O2(g) ⇄ 2 CO2(g)
[NH3]2
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kc = [CO 2 ] 2 (pCO 2 ) 2
Kc  Kp 
[N2] . [H2]3 [CO] 2 . [O 2 ] (pCO) 2 . (pO 2 )
[SO2]2 . [O2]
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Kc =
[SO3]2 C(s) + O2(g) ⇄ CO2(g)
[CO 2 ] (pCO 2 )
• Constante de equilíbrio em função das pressões Kc  Kp 
parciais (Kp) [O 2 ] (pO 2 )
Quando um equilíbrio envolver gases, a constante de
equilíbrio poderá ser determinada através das pressões Zn(s) + 2 HCl(aq) ⇄ ZnCl2(aq) + H2(g)
parciais desses gases. Neste caso, a constante de
equilíbrio é representada por Kp e é denominada de
[ZnCl 2 ] . [H 2 }
constante de equilíbrio em função das pressões Kc  2
Kp  (pH 2 )
parciais. [HCl]
A expressão da constante de equilíbrio em função
das pressões parciais (Kp) é obtida da mesma maneira • Relação entre Kc e Kp
que o foi a constante de equilíbrio em função das
concentrações (Kc). Para o equilíbrio:
Assim, para o equilíbrio:

3. 1
x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g) nreagem 6,5
2 α    0,65 ou 65%
ninicial 10
tem-se: Kp = Kc . (RT)n onde
 CÁLCULOS DE EQUILÍBRIO
Kp = constante de equilíbrio em função das pressões
Exemplo 1:
parciais;
Kc = constante de equilíbrio em função das
concentrações molares; No sistema em equilíbrio N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g),
R = constante universal dos gases perfeitos; as pressões parciais de cada gás são: pN2 = 0,4 atm;
T = temperatura Kelvin do equilíbrio; pH2 = 1,0 atm e pNH3 = 0,2 atm. Calcular as constantes
n = variação do n.º de mols = (w + t)  (x + y) Kp e Kc para esse equilíbrio, a 27°C. (Dado: R = 0,082
atm.L/K.mol)
Exemplos: Resolução:
H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g)
• Cálculo de Kp:
n = 2 - (1 + 1) = 0
Sendo fornecidas as pressões parciais dos gases
n = 0  Kp = Kc.(RT)  Kp = Kc
0
no equilíbrio, efetua-se o cálculo aplicando a lei do
equilíbrio.
N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g)
Kp 
pNH 3 2 
0,2 2  0,1
n = 2 - (1 + 3) = -2 pN2 pH2 3
. 0,4 1,0 3
.
n = -2  Kp = Kc.(RT)
-2
• Cálculo de Kc:
2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g)
∆n = 2 – (1 + 3) = -2
n = (2 + 1) - 2 = 1 ∆n
 0,1 = Kc . (0,082 . 300)
-2
n = 1  Kp = Kc.(RT)
1 Kp = Kc . (RT)
 Kc = 60,5
 GRAU DE EQUILÍBRIO ()
Grau de equilíbrio () de uma reação, em relação a Exemplo 2:
um determinado reagente, é o quociente entre o número
de mols desse reagente que realmente reagiu até o 2 mols de H2 e 1,5 mol de I2 foram colocados num
equilíbrio e o número de mols inicial desse mesmo balão de 10 litros.
reagente. Estabelecido o equilíbrio H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g),
encontrou-se no balão 2 mols de HI. Calcular a
constante de equilíbrio Kc do sistema.
n.º mols que reagiram até o equilíbrio

n.º mols inicial Resolução:
Transformando os números de mol fornecidos em
concentrações molares, tem-se:
Exemplo:
• Cálculo das concentrações molares.
No interior de um reator previamente evacuado,
colocou-se 10 mols de SO3(g). Concentração molar inicial do H2:
Após o estabelecimento do equilíbrio: n 2 mol
2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g) ♏=  = 0,2 mol/L
V 10 litros
observou-se que existiam 3,5 mols de SO3(g) em
equilíbrio com SO2(g) e O2(g). Concentração molar inicial do I2:
Calcule o grau de equilíbrio () da reação.
n 1,5 mol
♏=  = 0,15 mol/L
Resolução: V 10 litros
• N.º mols de SO3(g) que reagem até o equilíbrio: Concentração molar, no equilíbrio do HI:
n 2 mol
n reagem = n inicial - n equilíbrio = 10 - 3,5 = 6,5 ♏=  = 0,2 mol/L
V 10 litros
• Grau de equilíbrio ():

4. • Cálculo da constante de equilíbrio Kc. O enunciado da questão diz que 40% de PCℓ5 se
dissocia (é consumido). Isto corresponde a 0,4 mol/L.
Com base nos dados, se constrói uma tabela que irá
Portanto, na linha reação,coloca-se esse valor e,
auxiliar na dedução das concentrações molares, no
observando a proporção dada pelos coeficientes da
equilíbrio, de todas as espécies participantes.
equação (1:1:1), se deduz as concentrações de PCℓ 3 e
de Cℓ2 que se formam até o equilíbrio ser atingido.
H2 + I2 ⇄ 2 HI
Início 0,2 0,15 0 PCℓ5 ⇄ PCℓ3 + Cℓ2
reação Início 1 0 0
equilíbrio 0,2 reação −0,4 +0,4 +0,4
Se, no início, a concentração do HI era nula e no equilíbrio 0,6 0,4 0,4
equilíbrio há 0,2 mol/L, conclui-se que esta substância
Na linha do equilíbrio estão as concentrações molares
foi formada na reação. Observando a proporção dada
necessárias para o cálculo de Kc.
pelos coeficientes da equação (1:1:2), para formar 0,2
mol/L de HI houve o consumo de 0,1 mol/L de H2 e 0,1 Substituindo estes valores na expressão matemática de
mol/L de I2. Kc, tem-se:
Colocando estas concentrações na linha reação, tem-
[PC  3 ].[C  2 ] 0,4.0,4
se: Kc    0,27
[PC  5 ] 0,6
H2 + I2 ⇄ 2 HI
Início 0,2 0,15 0  DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO
reação −0,1 −0,1 +0,2
O estado de equilíbrio de uma reação pode sofrer
equilíbrio 0,1 0,05 0,2 modificações em função dos fatores de equilíbrio a que
está submetido o sistema. Os fatores que provocam
Na linha do equilíbrio estão as concentrações molares essa alteração são a concentração dos participantes,
necessárias para o cálculo de Kc. a pressão e a temperatura.
Substituindo estes valores na expressão matemática de
O efeito provocado pela alteração de qualquer um
Kc, tem-se:
dos fatores de equilíbrio é regido pelo Princípio de Le
[HI] 2 (0,2) 2 Chatelier, que estabelece:
Kc   8
[H 2 ].[I 2 ] (0,1).(0,0 5) “Quando se exerce uma ação num
sistema em equilíbrio, este se desloca
no sentido da reação que neutraliza
Exemplo 3: essa ação”.
Aqueceram-se dois mols de pentacloreto de fósforo Baseado neste princípio é possível prever os efeitos
num recipiente fechado com capacidade de 2 litros. de ações impostas a um sistema em equilíbrio.
Atingido o equilíbrio, o pentacloreto de fósforo se
encontra 40% dissociado em tricloreto de fósforo e • Influência da concentração dos participantes
cloro. Calcular a constante de equilíbrio Kc do sistema.
Regra geral:
Resolução: desloca o equilíbrio
• Cálculo da concentração molar inicial do PCℓ5. adição de uma no sentido que irá
substância consumi-la
n 2 mol (lado oposto)
♏=  = 1 mol/L
V 2 litros
desloca o equilíbrio
Com base nos dados, se constrói uma tabela que irá retirada de uma no sentido que irá
auxiliar na dedução das concentrações molares, no substância refazê-la
equilíbrio, de todas as espécies participantes. (mesmo lado)
PCℓ5 ⇄ PCℓ3 + Cℓ2 Supondo a reação em equilíbrio:
Início 1 0 0 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
reação A adição de uma certa quantidade de N2(g) ao reator
equilíbrio que contém o equilíbrio, aumentará a concentração
desta substância e isto provocará um deslocamento
No início, as concentrações de são nulas. deste equilíbrio para a direita (lado oposto daquele onde

5. se encontra o N2(g), ou seja, no sentido da reação que 1 H2(g) + 1 I2(g) 2 HI(g)
consome o N2(g)).
2 volumes 2 volumes
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
não ocorre variação de volume. Neste caso, a pressão
não afetará o estado de equilíbrio da reação.
A retirada de uma certa quantidade de N2(g) do reator
que contém o equilíbrio, diminuirá a concentração desta • Influência da temperatura
substância e isto provocará um deslocamento deste
equilíbrio para a esquerda (mesmo lado em que se Regra geral:
encontra o N2(g), ou seja, no sentido da reação que refaz
o N2(g)). aumento da desloca o equilíbrio no
temperatura sentido endotérmico
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
diminuição da desloca o equilíbrio no
temperatura sentido exotérmico
• Influência da pressão
Regra geral: Supondo a reação em equilíbrio:
aumento desloca o equilíbrio N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H = -92 kJ
da no sentido de
pressão menor volume
A H que acompanha a equação está associada à
reação direta.
diminuição desloca o equilíbrio
Portanto, a reação direta é exotérmica e a inversa é
da no sentido de
endotérmica.
pressão maior volume exot.
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
endot.
Supondo a reação em equilíbrio:
Se a temperatura do sistema for aumentada, o
1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) equilíbrio se deslocará para a esquerda (sentido
endotérmico).
1 volume 3 volumes 2 volumes N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
4 volumes 2 volumes
Se a temperatura do sistema for diminuída, o
Observe que os coeficientes dos gases da equação equilíbrio se deslocará para a direita (sentido
balanceada nos fornecem a relação em volume entre exotérmico).
esses gases. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Se a pressão sobre este equilíbrio for aumentada,
ocorrerá deslocamento para a direita (sentido de menor
volume). EXERCÍCIOS DE SALA
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 01. (UFPB) Numa reação química, o equilíbrio é
observado quando:
a) O número de mols dos reagentes é igual ao
Se a pressão sobre este equilíbrio for diminuída, número de mols dos produtos.
ocorrerá deslocamento para a esquerda (sentido de b) A temperatura do sistema reacional fica
maior volume). constante.
c) As velocidades das reações direta e inversa são
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) iguais.
d) Os reagentes são totalmente consumidos.
e) As reações direta e inversa ocorrem
Observação: simultaneamente.
Quando o volume total do sistema permanecer 02. (CEFET – PR) Com relação ao equilíbrio químico,
constante, a variação da pressão não afetará o estado afirma-se:
de equilíbrio desse sistema. I. O equilíbrio químico só pode ser atingido em
sistemas fechados (onde não há troca de
No equilíbrio: matéria com o meio ambiente).
II. Num equilíbrio químico, as propriedades
macroscópicas do sistema (concentração,

6. densidade, massa e cor) permanecem
constantes. 07. Calcule a constante de equilíbrio Kc para a reação
III. Num equilíbrio químico, as propriedades 2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(g) sabendo que, nas
macroscópicas do sistema (colisões entre condições de temperatura e pressão em que se
moléculas, formação de complexos ativados e encontra o sistema, existem as seguintes
transformações de uma substâncias em outras) concentrações dos compostos no equilíbrio: [SO 3] =
permanecem em evolução, pois o equilíbrio é 0,1 mol/L; [O2] = 1,5 mol/L e [SO2] = 1,0 mol/L.
dinâmico.
É (são) correta(s) a(s) afirmação(ões):
a) Somente I e II.
b) Somente I e III.
c) Somente II e III.
d) Somente I. 08. O pentacloreto de fósforo é um reagente muito
e) I, II e III. importante em Química Orgânica. Ele é preparado
em fase gasosa através da reação:
03. (PUC-PR) O gráfico relaciona o número de mols de
PCℓ3(g) + Cℓ2(g) ⇄ PCℓ5(g).
M e P à medida que a reação: mM + nN ⇄ pP + qQ Um frasco de 3,00 L contém as seguintes
se processa para o equilíbrio: o
quantidades em equilíbrio, a 200 C: 0,120 mol de
PCℓ5; 0,600 mol de PCℓ3 e 0,0120 mol de Cℓ2.
número de mols Calcule o valor da constante de equilíbrio, em
-1
(mol/L) , a essa temperatura.
P
M
09. Um equilíbrio envolvido na formação da chuva
to t1 t2 tempo ácida está representado pela equação:
2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(g).
De acordo com o gráfico, é correto afirmar: Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6
a) em t1, a reação alcançou o equilíbrio; mols de SO2 e 5 mols de O2. Depois de algum
b) no equilíbrio, a concentração de M é maior que tempo, o sistema atingiu o equilíbrio; o número de
a concentração de P; mols de SO3 medido foi 4. Calcule a constante de
c) em t2, a reação alcança o equilíbrio; equilíbrio Kc dessa reação.
d) no equilíbrio, as concentrações de M e P são
iguais;
e) em t1, a velocidade da reação direta é igual à
velocidade da reação inversa.
04. Escreva as expressões matemáticas das 10. Um método proposto para coletar energia solar
constantes de equilíbrio Kc e Kp dos seguintes consiste na utilização dessa energia para aquecer,
o
equilíbrios em fase gasosa. a 800 C, trióxido de enxofre, SO3, ocasionando a
a) H2 + I2 ⇄ 2 HI reação: 2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g). Os compostos
SO2(g) e O2(g), assim produzidos, são introduzidos
b) 2 H2 + S2 ⇄ 2 H2S em um trocador de calor de volume correspondente
a 1,0 L e se recombinam produzindo SO3 e
liberando calor. Se 5,0 mols de SO3 sofre 60% de
c) 2 N2H4 + 2 NO2 ⇄ 3 N2 + 4 H2O dissociação nessa temperatura, marque o valor
correto de Kc.
a) 1,1
05. (UFPE) Considere o sistema em equilíbrio: b) 1,5
2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g) Kc = 0,02 c) 3,4
Qual a constante de equilíbrio da reação inversa d) 6,7
nas mesma condições? e) 9,0
11. (VUNESP) O hidrogênio pode ser obtido do
o
06. (UECE) a 1.200 C, Kc é igual a 8 para a reação: metano, de acordo com a equação química em
NO2(g) ⇄ NO(g) + ½ O2(g). equilíbrio:
Calcule Kc para: 2 NO2(g) ⇄ 2 NO(g) + O2(g). CH4(g) + H2O(g) ⇄ CO(g) + 3 H2(g).
A constante de equilíbrio (Kp) dessa reação é igual
a 0,20 a 900 K. Numa mistura dos gases em
equilíbrio a 900 K, as pressões parciais de CH4(g) e

7. de H2O(g) são ambas iguais a 0,40 atm e a pressão b) é desfavorecida pelo aumento da pressão total
parcial de H2(g) é de 0,30 atm. exercida sobre o sistema.
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio. c) não é afetada pelo aumento da pressão parcial
de SO3.
d) tem seu rendimentos aumentado quando o
equilíbrio é estabelecido em presença de um
b) Calcule a pressão parcial de CO(g) no equilíbrio. catalisador.
e) é exotérmica.
TESTES DE VESTIBULARES
12. (PUC – SP) No equilíbrio N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g)
-3 -2 o
verifica-se que Kc = 2,4 x 10 (mol/L) a 727 C. 01. (UFRGS) Uma reação química atinge o equilíbrio
Qual o valor de Kp, nas mesmas condições físicas? quando:
-2 -1 -1
(R = 8,2 x 10 atm.L.K .mol ). a) ocorre simultaneamente nos sentidos direto e
inverso.
b) as velocidades das reações direta e inversa são
iguais.
c) os reagentes são totalmente consumidos.
d) a temperatura do sistema é igual à do ambiente.
13. Qual o efeito produzido sobre o equilíbrio e) a razão entre as concentrações dos reagente e
2 NO(g) + O2(g) ⇄ 2 NO2(g) H < 0 produtos é unitária.
quando se provoca: 02. (ACAFE-SC) Dado o sistema
a) aumento da concentração de NO? N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3,
a constante de equilíbrio é:
b) diminuição da concentração de O2? [N2] . [H2] 3 [NH3] 3
a) Kc = b) Kc =
c) diminuição da concentração de NO2? [NH3] 2 [N2] . [H2]
d) diminuição da pressão total? [NH3] [NH3] 2
c) Kc = d) Kc =
[N2] 2 [H2]
. [N2] . [H2] 3
e) aumento da temperatura?
[2 NH3]
e) Kc =
[N2] . [3 H2]
14. (UFRJ) A reação de síntese do metanol a partir do
monóxido de carbono e hidrogênio é:
CO(g) + 2 H2(g) ⇄ CH3OH(g) 03. (UFMG) Considere a reação hipotética
o v1
Admita que a entalpia padrão (H ) dessa reação A+B C+D
-1 v2
seja constante e igual a −90 kJ.mol de metanol
formado e que a mistura reacional tenha Considere também o gráfico da velocidade em
comportamente de gás ideal. função do tempo dessa reação.
A partir de um sistema inicialmente em equilíbrio,
Velocidade
explique como aumentos independentes de
temperatura e pressão afetam o equilíbrio dessa
reação.
_________________________________________ v1
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________ v2
_________________________________________
_________________________________________ 0
_________________________________________ x y Tempo
15. (VUNESP) Em uma das etapas da fabricação do Com base nessas informações, todas as afirmativas
ácido sulfúrico ocorre a reação estão corretas, exceto:
a) no instante inicial, a velocidade v1 é máxima.
SO2(g) + ½ O2(g) ⇄ SO3(g). b) no instante inicial, as concentrações de C e D são
Sabendo-se que as constantes de equilíbrio da nulas.
reação diminuem com o aumento da temperatura, e c) no instante x, as concentrações dos reagentes e
que o processo de fabricação do ácido sulfúrico produtos são as mesmas.
ocorre em recipiente fechado, conclui-se que a d) no instante x, a velocidade v2 é máxima.
reação acima: e) no instante x, as concentrações de A e B são as
a) é favorecida pelo aumento do volume do mesmas que no instante y.
recipiente.

8. 04. (PUC-PR) Atingido o equilíbrio químico na reação:
H2(g) + I2(g) 2 HI(g) 01) A reação somente se processará se os
reagentes estiverem exatamente nas proporções
dadas pela equação.
medimos os valores das constantes de equilíbrio, em 02) Para cada molécula de N 2 consumida, são
função das concentrações molares (Kc) e em função necessárias três moléculas de H2, produzindo
das pressões parciais (Kp). Em conseqüência, duas moléculas de NH3.
teremos: 04) Para cada mol de H2, é necessário 1/3 de mol de
a) sempre Kc = Kp; N2.
b) sempre Kc > Kp; 08) A reação é muito lenta e necessita de catalisador
c) sempre Kc < Kp; para ser acelerada.
d) Kc  Kp, dependendo da temperatura; 16) Se a reação se processar em recipiente fechado
e) Kc  Kp, dependendo da temperatura. e se, inicialmente, estiverem presentes um mol de
N2 e três mols de H2, no final da reação teremos
somente moléculas de amônia.
05. (PUCCAMP-SP) Indique o único sistema, em
equilíbrio, cujo valor de constante, em pressões 09. (UFRJ) 0,10 mol de H2 e 1,24 mol de HI foram
parciais, é o mesmo do medido em mols/litro: colocados em um balão de 10 litros no qual se fez
previamente o vácuo e aquecidos a 425°C por
a) 2 NH3(g) ⇄ N2(g) + 3 H2(g)
algumas horas; depois de arrefecido, seu conteúdo
b) C(s) + H2O(g) ⇄ CO(g) + H2(g) foi analisado, tendo sido encontrados os seguintes
c) CO(g) + Cl2(g) ⇄ COCl2(g) valores:
H2 = 0,20 mol I2 = 0,10 mol HI = 1,04 mol
d) CO(g) + H2O(g) ⇄ CO2(g) + H2(g)
A constante de equilíbrio do sistema, considerando a
e) PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g)
reação H2 + I2 ⇄ 2 HI é:
a) 0,54
06. (CESGRANRIO-RJ) Assinale, entre as opções
b) 5,4
abaixo, a razão Kp/Kc relativa à reação
c) 54
2 NaHCO3(s) ⇄ Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) d) 0,52
a) 1 e) 5,2
b) RT
-2
c) (RT) 10. (FUVEST-SP) O equilíbrio de dissociação do H2S
2
d) (RT) gasoso é representado pela equação
3
e) (RT)
2 H2S(g) ⇄ 2 H2(g) + S2(g).
07. (VUNESP-SP) Estudou-se a cinética da reação 3
Em um recipiente de 2,0 dm estão em equilíbrio 1,0
S(s) + O2(g)  SO2(g) mol de H2S, 0,20 mol de H2 e 0,80 mol de S2.
realizada a partir de enxofre e oxigênio em um Qual o valor da constante de equilíbrio Kc?
sistema fechado. Assim, as curvas I, II e III do gráfico a) 0,016
representam as variações das concentrações dos b) 0,032
componentes com o tempo desde o momento da c) 0,080
mistura até o sistema atingir o equilíbrio. d) 12,5
Mol/L
e) 62,5
III
11. (UFPR) Temos representadas no gráfico as concen-
trações dos reagentes e produtos de uma reação do
II tipo
A + B ⇄ C + D
I ocorrendo no sentido à direita a partir do tempo zero.
Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes
tempo valores representados no gráfico.
Concentração (mol/L)
As variações das concentrações de S, de O2 e de
10
SO2 são representadas, respectivamente, pelas
curvas: 8 .................................................
a) I, II e III
b) II, III e I 6
.................................................
c) III, I e II 4
d) I, III e II
e) III, II e I 2 .................................................
8. (UFPR) Quais das informações abaixo podem ser Tempo
extraídas apenas pelo exame da equação Calcular a constante de equilíbrio Kc da reação.
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ? 12. (PUC-SP) Um mol de H2 e um mol de Br2 são co-
locados em um recipiente de 10 L de capacidade, a

9. 575°C. Atingindo-se o equilíbrio, a análise do homogêneo e em temperatura tal que o PCℓ5 esteja
sistema mostrou que 0,20 mol de HBr está presente. 80% dissociado. A constante de equilíbrio para esse
Calcule o valor de Kc, a 575°C, para a reação sistema é:
H2(g) + Br2(g) ⇄ 2 HBr(g). a) 0,48 mol/L
b) 0,82 mol/L
13. (FUVEST-SP) Na reação de esterificação c) 1,65 mol/L
d) 3,20 mol/L
etanol(l) + ácido acético(l) ⇄ acetato de etila(l) + água(l) e) 6,40 mol/L
quando se parte de 1 mol de cada um dos reagentes
puros, o equilíbrio se estabelece formando 2/3 mol 19. (FAAP-SP) Sob determinadas condições, um mol de
de éster. Calcule o valor da constante de equilíbrio HI gasoso encontra-se 20% dissociado em H2 e I2,
Kc da reação. segundo a equação de reação:
14. (MED POUSO ALEGRE-MG) A constante de 2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g).
O valor da constante de equilíbrio da reação (em
equilíbrio Kc da reação A + B ⇄ C + D é igual a 9. termos de concentrações) é, aproximadamente, igual
Se 0,4 mol de A e 0,4 mol de B forem postos a a:
reagir, o número de mols de D formado é: a) 1,25 . 10
-1
a) 0,30 b) 2,5 . 10
-1
b) 0,60 c) 4
c) 0,40 d) 80
d) 0,36 e) 1,56 . 10
-2
e) 0,18
20. (PUC-SP) Um mol da substância A2 é colocado num
15. (UFSE) A 250°C, PCl5 se decompõe em PCℓ3 e Cℓ2. recipiente de 1 litro de capacidade e, aquecido a
-4
Quando se estabelece o equilíbrio, [PCℓ5] =4.10 22°C, sofre a dissociação:
mol/L.
Qual o valor de [PCℓ3]? A2(g) ⇄ 2 A(g).
(Dados: a 250°C a constante de equilíbrio da reação Medindo-se a constante de dissociação térmica,
nessa temperatura, encontrou-se o valor Kc = 4
PCℓ5(g) ⇄ PCℓ3(g) + Cℓ2(g) vale 4.10 )
-2
3 mols/litro.
a) 4.10 mol/L Conseqüentemente, o grau de dissociação térmica
2
b) 4.10 mol/L de A2, na temperatura da experiência, vale
-1
c) 4.10 mol/L aproximadamente:
-2
d) 4.10 mol/L a) 20%
-3
e) 4.10 mol/L b) 40%
c) 60%
(CESCEM-SP) Para responder às questões 16 e 17, d) 80%
utilize os dados abaixo: e) 100%
A reação A +B ⇄ C + D foi estudada em cinco
temperaturas bem distintas. As constantes de 21. (USP-SP) Aumentando a pressão no sistema
equilíbrio encontradas estão relacionadas a seguir: gasoso
-2
K1 = 1,00 x 10 à temperatura T1 H2 + I2 ⇄ 2 HI
K2 = 2,25 à temperatura T2 a) o equilíbrio desloca-se no sentido da formação de
K3 = 1,00 à temperatura T3 HI.
K4 = 81,0 à temperatura T4 b) o equilíbrio desloca-se no sentido da decom-
-1
K5 = 4,00 x 10 à temperatura T5 posição de HI.
16. A que temperatura ocorrerá a maior transformação c) o equilíbrio não se altera.
de A e B em C e D quando o equilíbrio for atingido? d) o valor da constante de equilíbrio aumenta.
a) T1 e) o valor da constante de equilíbrio diminui.
b) T2
c) T3 22. (PUC-PR) Consideremos o equilíbrio a 1000°C:
d) T4
e) T5 2 CO(g) + O2(g) ⇄ 2 CO2(g) H = -130 kcal
Devemos esperar um aumento na quantidade de
17. Se as concentrações de A e B fossem iguais, a que monóxido de carbono quando:
temperatura todas as quatro substâncias estariam a) a temperatura aumentar e a pressão aumentar.
presentes no equilíbrio com concentrações iguais? b) a temperatura diminuir e a pressão diminuir.
a) T1 c) a temperatura diminuir e a pressão aumentar.
b) T2 d) a temperatura aumentar e a pressão diminuir.
c) T3 e) somente com adição de catalisadores especiais.
d) T4
e) T5 23. (PUC-PR) Considere o sistema em equilíbrio:
N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) H = -22 kcal.
18. (UFPA) Em um recipiente de 1 litro, colocou-se 1,0 A melhor maneira de aumentar o rendimento de NH3
mol de PCℓ5. Suponha o sistema é:
PCℓ5 ⇄ PCℓ3 + Cℓ2, a) aumentar a temperatura.

10. b) aumentar a pressão. Exemplos:
c) juntar um catalisador.
d) adicionar um gás inerte. • Ionização do ácido cianídrico:
e) aumentar o volume do reator. [H  ] . [CN  ]
HCN ⇄ H + CN Ka 
+ -
[HCN]
24 (PUC-PR) Os seguintes fatores podem deslocar um
sistema em equilíbrio químico, exceto um:
• Ionização do ácido sulfídrico:
a) pressão total.
b) temperatura. [H  ] . [HS  ]
1.ª etapa: H2S ⇄ H + HS Ka 1 
+ -
c) concentração de um participante da reação. [H 2 S]
d) catalisador.
e) pressão parcial de um participante da reação.
[H  ] . [S 2- ]
2.ª etapa: HS ⇄ H + S Ka 2 
- + 2-
[HS - ]
25. (UFSC) Dada a reação: Para as bases, a constante de ionização é freqüente-
mente representada por Kb.
2 NO2(g) ⇄ N2O4(g) H = -14,1 kcal,
qual das alterações abaixo aumenta a concentração Exemplos:
molecular do produto?
01) Aumento da temperatura. • Ionização da amônia:
02) Aumento da concentração de NO2.
NH3 + H2O ⇄ NH4 + OH
+ -
04) Diminuição da temperatura.
08) Diminuição da pressão.
16) Adição de um catalisador. 
[NH 4 ] . [OH  ]
Ki 
[NH 3 ] . [H 2 O]
A concentração molar da água é considerada
constante e, sendo assim, pode-se fazer:
EQUILÍBRIO IÔNICO

[NH 4 ] . [OH  ]
Equilíbrio iônico é um caso particular de Ki . [H 2 O] 
[NH 3 ]
equilíbrio químico que envolve a participação de íons.
Exemplos:
sendo Ki . [H2O] = Kb obtém-se:
• Ionização do HCN (ácido fraco)

[NH 4 ] . [OH  ]
HCN ⇄ H + CN
+ - Kb 
[NH 3 ]
• Ionização do NH3 (base fraca)
Este exemplo mostra que a concentração molar da
NH3 + H2O ⇄ NH4
+
+ OH
- água é omitida na expressão da constante de
ionização.
Um equilíbrio iônico é caracterizado através do grau
de ionização () e da constante de ionização(Ki). Importante: a constante de ionização depende
apenas da temperatura.
 GRAU DE IONIZAÇÃO OU DE DISSOCIAÇÃO  LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
IÔNICA ()
Relaciona constante de ionização (Ki), grau de
ionização () e concentração molar (♏).
n.º mols ionizados
α Considerando a solução aquosa de um monoácido
n.º mols inicial HA de concentração molar ♏ mol/L e sendo  o grau de
ionização desse ácido, tem-se:
 CONSTANTE DE IONIZAÇÃO OU DE
⇄
+ -
HA H + A
DISSOCIAÇÃO (Ki)
Início ♏ mol/L zero zero
A constante de ionização ou de dissociação (Ki) é Ionização ♏ ♏ ♏
obtida pela aplicação da lei de velocidades ao equilíbrio mol/L mol/L mol/L
iônico.
♏-♏ mol/L
Equilíbrio ou ♏ ♏
Para os ácidos, a constante de ionização é freqüen-
temente representada por Ka. ♏.(1 - ) mol/L mol/L mol/L

11. temperatura, ao passo que aquela, além da
Efetuando o cálculo da constante de ionização (Ki), temperatura, depende também da concentração da
tem-se: solução.
[H  ] . [A  ] ♏ . ♏ Como regra geral, pode-se estabelecer que:
Ki  
[HA] ♏.(1 - )
  força ou  Ki  força
2
♏.
Ki =
(1 – ) Exemplos de constantes de ionização de ácidos, a
25°C:
Esta é a expressão matemática da Lei da Diluição de Ác. clorídrico: HCl Ka muito alto
Ostwald. Ác. sulfúrico: H2SO4 Ka1 muito alta
-2
Ka2 = 1,9 x 10
Para ácidos e bases fracos o valor de  é muito Ác. Sulfuroso: H2SO3 Ka1 = 1,7 x 10
-2
pequeno ( < 5%), podendo se admitir que (1  ) é, Ka2 = 6,3 x 10
-8
aproximadamente igual a 1. Assim: Ác. fosfórico: H3PO4 Ka1 = 6,9 x 10
-3
-8
Ka2 = 6,2 x 10
Ki = ♏ . 
2 -13
Ka3 = 4,7 x 10
-5
Ác. acético: CH3COOH Ka = 1,8 x 10
-10
Esta expressão nos mostra que, sendo Ki constante Ác. cianídrico: HCN Ka = 5,0 x 10
a dada temperatura, ao se diluir a solução de um ácido
fraco ou de uma base fraca (diminuir a concentração Observações:
molar ♏), o valor de  aumenta.
• Quanto maior a constante de ionização (Ka) de um
Portanto: +
ácido, maior a [H ] e mais acentuadas serão as
propriedades ácidas da solução.
Quando se dilui um ácido ou base fracos, o • Os poliácidos ionizam em tantas etapas quantos
seu grau de ionização ou de dissociação () são os hidrogênios ionizáveis presentes em sua
aumenta. molécula, sendo que cada etapa possui sua constante
de ionização. Tais constantes são representadas por
Este é o enunciado da Lei da Diluição de Ostwald. Ka1, Ka2, Ka3, etc.
Observa-se que a ordem de grandeza dessas
Através da expressão matemática da Lei da Diluição constantes de ionização é:
de Ostwald, pode-se efetuar cálculos envolvendo Ki,  e Ka1 > Ka2 > Ka3 > .....
♏.
Exemplos de constantes de dissociação de bases, a
Exemplo: 25°C:
O grau de ionização da amônia, NH3, em solução 1 Hidróxido de amônio: NH4OH Kb = 1,8 x 10-5
Hidróxido de metilamônio: CH3NH3OH Kb = 5,0 x 10-4
mol/L, é 0,40% a 20°C. A constante de ionização da Hidróxido de dimetilamônio: (CH3)2NH2OH Kb = 7,4 x 10-4
amônia, nesta temperatura é, aproximadamente, igual a: Hidróxido de trimetilamônio: (CH3)3NHOH Kb = 7,4 x 10-5
-1
a) 1,6 x 10 Hidróxido de etilamônio: C2H5NH3OH Kb = 5,6 x 10-4
-1
b) 4,0 x 10
-3
c) 1,0 x 10 Quanto maior a constante de dissociação (Kb) de
-3 -
d) 4,0 x 10 uma base, maior a [OH ] e mais acentuadas as
-5
e) 1,6 x 10 propriedades básicas da solução.
Resolução: • Potencial de Ionização (pKi)
Dados: ♏ = 1 mol/L; % = 0,4% →  = 4 . 10
-3
Aplicando a expressão matemática da Lei da Considerando-se que os valores de Ki são muito pe-
Diluição de Ostwald, tem-se: quenos, é usual expressá-lo através de logaritmos,
2
Ki = ♏. /(1-) segundo a expressão:
Como  < 5%, pode-se admitir que (1 - ) = 1.
Portanto: pKi =  log Ki
-3 2
Ki = 1 . (4 . 10 )
Ki = 1,6 x 10
-5 Exemplos:
A alternativa “e” é a correta.
ácido Ka pKa
-10
 FORÇA DE ELETRÓLITOS HCN 5 x 10
-3
9,3
1.º 6,9 x 10 2,2
-8
A força de um eletrólito é determinada pelo seu grau H3PO4 2.º 6,2 x 10 7,2
-13
de ionização ou pela sua constante de ionização, sendo 3.º 4,7 x 10 12,3
esta a grandeza mais segura, pois depende apenas da

12. base Kb pKb 03. Um determinado produto de limpeza, de uso
-5 -3
NH4OH 1,8 x 10 4,7 doméstico, é preparado a partir de 2,5 x 10 mol de
-4 o
H3CNH3OH 5,0 x 10 3,3 NH3 para cada litro do produto. A 25 C, esse
Observa-se que: produto contém, dentre outras espécies químicas,
-4 -
1,0 x 10 mol de OH (aq). Considere-se que a
equação de ionização da amônia em água é:
 Ki  pKi  força NH3(g) + H2O(ℓ) ⇄ NH4 (aq) + OH (aq).
+ -
Calcular, em porcentagem, o grau de ionização da
amônia nesse produto.
 EFEITO DO ÍON COMUM
Efeito do íon comum é uma aplicação do Princípio de
Le Chatelier ao equilíbrio iônico.
O ácido acético, H3CCOOH, é um ácido fraco. Na
solução aquosa deste ácido existe o equilíbrio:
H3CCOOH ⇄ H + H3CCOO
+ - 04. Calcular a concentração molar de uma solução de
ácido cianídrico sabendo-se que este ácido está
Se à solução adicionarmos o sal acetato de sódio, 0,01% ionizado e que sua constante de ionização,
-10
que tem íon acetato em comum com o ácido, o sal se na mesma temperatura, é 7,2 x 10 .
dissociará completamente,
 Na + H3CCOO
+ - + -
Na H3CCOO
-
aumentado a concentração de íons H3CCOO .
Para minimizar o efeito do aumento na concentração 05. Frutas cítricas, como o limão e a laranja, possuem
do íon acetato, o equilíbrio é deslocado para a ácido cítrico e ácido ascórbico (vitamina C). A
o
esquerda, constante de ionização, a 25 C, do ácido cítrico é 8
-4 -5
x 10 e a do ácido ascórbico é 8 x 10 . Com
+ -
H3CCOOH H + H3CCOO relação a esses dados, analise as afirmações
abaixo. Assinale (V) se a afirmação for verdadeira e
reprimindo a ionização do ácido acético.
(F) se for falsa.
( ) O ácido cítrico é mais forte que o ácido
Como conseqüência, diminui o grau de ionização
ascórbico.
do ácido acético.
( ) Em soluções de mesma concentração molar
o +
dos dois ácidos, a 25 C, a [H ] é maior na
Do exposto, conclui-se que:
solução de ácido ascórbico.
-5 o
( ) O ácido acético (Ka = 2 x 10 , a 25 C) é mais
Efeito do íon comum é a diminuição do grau
forte que os ácidos cítrico e ascórbico.
de ionização () de um eletrólito fraco por -4
( ) O ácido fluorídrico (Ka = 7 x 10 , a 25 C) é
o
ação de um sal que com ele tem um íon em mais fraco que o ácido cítrico e mais forte que
comum. o ácido ascórbico.
( ) A ordem crescente de força entre os ácidos
citados é: acético < ascórbico < fluorídrico <
cítrico.
EXERCÍCIOS DE SALA 06. Numa solução aquosa de ácido cianídrico ocorre o
o seguinte equilíbrio:
01. A 25 C, o grau de ionização do ácido acético, em
HCN(aq) ⇄ H (aq) + CN (aq).
-2 -1 + -
solução 2 x 10 mol.L , é 3%. Calcular a constante
de ionização, Ka, do ácido acético, naquela Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de
temperatura. NaCN(s)? Justifique sua resposta.
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
o
02. A 25 C, a constante de ionização do ácido _________________________________________
-4
fluorídrico é 7 x 10 . Calcular, em porcentagem, o
grau de ionização desse ácido em uma solução 07. (Fuvest – SP) No vinagre ocorre o seguinte
-1
1,75 mol.L , naquela temperatura. equilíbrio:
H3C-COOH ⇄ H + H3C-COO .
+ -
Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de
uma substância básica? Justifique sua resposta.
_________________________________________
_________________________________________

13. _________________________________________
_________________________________________ 06. (FEI-SP) Uma solução 0,01 mol/L de um monoácido
_________________________________________ está 4,0 % ionizada. A constante de ionização desse
_________________________________________ ácido é:
-3
a) 16,6 x 10
-5
b) 1,6 x 10
-5
c) 3,3 x 10
-5
TESTES DE VESTIBULAR d) 4,0 x 10
-6
e) 3,0 x 10
01. Uma solução de ácido fraco HCℓO foi analisada
verificando-se, no equilíbrio, a existência das
seguintes concentrações:
+ -4
[H ] = 1,78 x 10 mol/L 07. (FEI-SP) A constante de equilíbrio Ka dos ácidos
- -4
[CℓO ] = 1,78 x 10 mol/L HA, HB e HC, a 25°C, são, respectivamente, 1,8 x
-5 -8 -4
[HCℓO] = 1,00 mol/L 10 , 5,7 x 10 e 1,8 x 10 . A ordem crescente de
A constante de ionização do ácido HClO é igual a: força desses ácidos é:
-4
a) 3,56 x 10 a) HB < HA < HC
-8
b) 3,56 x 10 b) HC < HA < HB
-8
c) 3,17 x 10 c) HB < HC < HA
-4
d) 1,78 x 10 d) HC < HB < HA
-4
e) 3,17 x 10 e) HA < HB < HC
02. Ao realizar-se a ionização
H2S(aq) ⇄ H (aq) + HS (aq)
+ - A tabela a seguir contém dados para a resolução das
os
verificou-se que, no equilíbrio, que: questões de n. 08 a 10.
-
[HS ] = 0,1 mol/L
[H2S] = 0,4 mol/L Reação Ka
I. H3CCOOH + H2O ⇄ H3O + H3CCOO
+ - -5
O valor da constante de ionização na temperatura 1,8 x 10
-7
em que a experiência foi realizada é 1 x 10 . II. HCOOH + H2O ⇄ H3O + HCOO
+ -
1,8 x 10
-4
Nas condições da experiência, a concentração molar
III. H2S + H2O ⇄ H3O + HS
+ - -8
+
do H é: 9,0 x 10
IV. HF + H2O ⇄ H3O + F
-1 + - -4
a) 1 x 10 mol/L 6,8 x 10
-3
b) 2 x 10 mol/L V. H3PO4 + H2O ⇄ H3O + H2PO4
+ -
4,4 x 10
-7
-3
c) 3 x 10 mol/L
-7
d) 4 x 10 mol/L 08. (UFSC) O ácido mais ionizado é:
-9
e) 5 x 10 mol/L a) IV
-2
b) V
03. (UFGO) Uma solução 2 x 10 mol/L de ácido c) III
acético tem um grau de ionização 0,03 a uma dada d) I
temperatura. A sua constante de ionização (Ka) e) II
nesta temperatura é:
-2
a) 4,50 x 10 09. (UFSC) O ácido mais fraco é:
-5
b) 1,75 x 10 a) III
-4
c) 1,75 x 10 b) V
-5
d) 1,80 x 10 c) I
-5
e) 2,80 x 10 d) II
e) IV
04. (CESCEM-SP) Uma solução 0,05 mol/L de um ácido
fraco HA é 0,1% ionizada. Qual é, aproximadamente, 10. (UFSC) Os ácidos são (não necessariamente na
a sua constante de ionização? ordem):
-8 a) fosfórico, sulfídrico, metanóico, fluorídrico e
a) 5 x 10
-7 etanóico.
b) 5 x 10
-6 b) fluorídrico, etanóico, fórmico, sulfuroso e
c) 5 x 10
-5 fosforoso.
d) 5 x 10
-3 c) fórmico, acético, sulfúrico, fosforoso e fluórico.
e) 5 x 10
d) fluoroso, fórmico, fosfórico, sulfídrico e acético.
05. (PUC-SP) Um monoácido fraco tem constante de e) acético, fluorídrico, sulfuroso, fórmico e fosforoso.
-9
ionização igual a 10 em temperatura ambiente. Este
ácido, numa solução decimolar, terá grau de As questões de n.
os
11 e 12 referem-se aos
ionização aproximadamente igual a: seguintes ácidos e suas correspondentes constantes
a) 1% de ionização, a 25°C.
b) 0,1%
c) 0,01% ácido cianídrico 4,0 x 10
-10
d) 0,001% ácido propiônico 1,3 x 10
-5
e) 0,0001% ácido acético 1,8 x 10
-5

14. -4
ácido fórmico 1,8 x 10 A ordem de grandeza das constantes de ionização
-4
ácido fluorídrico 6,7 x 10 K1, K2 e K3 será:
a) K3 > K2 > K1
11. (UEL-PR) Dentre eles, quantos são ácidos b) K1 = K2 = K3
carboxílicos? c) K1 > K2 > K3
a) 1 b) 2 c) 3 d) K1 > K3 > K2
d) 4 e) 5 e) K2 > K1 > K3
12. (UEL-PR) Dentre eles, o mais forte e o menos 17. (PUC-SP) Tem-se uma solução de ácido acético,
+ -
ionizado são, respectivamente: HAc, onde há íons H (aq) e Ac (aq) em equilíbrio com
a) cianídrico e propiônico HAc não dissociado.
b) cianídrico e fluorídrico Se adicionarmos acetato de sódio, NaAc, a essa
c) fórmico e acético solução:
+
d) fluorídrico e cianídrico a) a concentração dos íons H (aq) deverá aumentar.
+
e) fluorídrico e fórmico b) a concentração dos íons H (aq) permanecerá
inalterada.
+
13. (CESCEM-SP) Considere os oxiácidos do cloro e c) a concentração dos íons H (aq) deverá diminuir.
suas respectivas constantes de ionização: d) a concentração do HAc não dissociado diminuirá.
-8
HCℓO 3,0 x 10 e) não há deslocamento do equilíbrio químico.
-2
HCℓO2 1,1 x 10
2
HCℓO3 5,0 x 10 18. (FEI-SP) No equilíbrio representado pela equação:
7
HCℓO4 2,0 x 10
+ 2 OH ⇄ Mg(OH)2
2+ -
Mg
O exame dos dados permite afirmar que:
qual das substâncias abaixo o deslocaria para a
I. a força do ácido é maior quanto maior o número
direita se adicionada ao sistema?
de oxidação do cloro.
a) NH4NO3
II. dos oxiácidos representados, o mais forte é o
b) NaCℓ
HCℓO.
c) H2SO4
III. o número de oxidação do cloro no HCℓO3 é +3.
d) HCℓ
a) Somente I é correta.
e) NaOH
b) Somente II é correta.
c) Somente III é correta.
19. (MAPOFEI-SP) Dado o equilíbrio:
d) I, II e III são corretas.
e) I, II e II são incorretas. 1
HCN + H2O H3O+ + CN-
2
14. (PUC-PR) Temos duas soluções de igual
molaridade: a adição de cianeto de sódio:
a 1.ª de ácido acético, cujo pK é igual a 4,76; a) desloca o equilíbrio no sentido 1.
a 2.ª de ácido butírico, cujo pK é igual a 4,82. b) não desloca o equilíbrio.
+
Com estes dados, podemos afirmar que: c) aumenta a concentração de H3O .
a) a 1.ª solução é mais ácida que a 2.ª. d) desloca o equilíbrio no sentido 2.
b) a 1.ª solução é menos ácida que a 2.ª. e) diminui a concentração de HCN.
c) as duas soluções apresentam a mesma acidez.
d) a constante de ionização do ácido acético é 20. (PUC-PR) Em solução aquosa existe o equilíbrio:
menor que a do ácido butírico.
+ H2O ⇄ Cr2O7
2- 2- -
e) nenhuma destas respostas. 2 CrO4 + 2 OH
amarelo alaranjado
15. (UFPR) Pelos seus pKa ou Ka indique o ácido mais Assinale a proposição falsa:
ionizado. a) Adicionando HCℓ, o sistema fica alaranjado.
Dados: log 514 = 2,7; log 63 = 1,79 b) Adicionando NaOH, o sistema fica amarelo.
-5
a) Cℓ2CH-COOH (Ka = 5140 . 10 ) c) O Princípio de Le Chatelier não se aplica a
b) orto-O2N-C6H4-COOH (pKa = 2,81) equilíbrios iônicos.
-5
c) C6H5-COOH (Ka = 6,3 . 10 ) d) No equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual
d) para-O2N-C6H4-OH (pKa = 7,14) à velocidade da reação inversa.
e) C6H5-OH (pKa = 9,95) e) A constante de equilíbrio não varia pela adição de
HCℓ ao sistema.
16. (CESCEM-SP) A dissociação do ácido orto-
arsênico, H3AsO4, em solução aquosa diluída, se
processa conforme as equações:
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (Kw)
H3AsO4 ⇄ H + H2AsO4
+ -
K1
Medidas de condutibilidade elétrica mostram que a
H2AsO4 ⇄ H + HAsO4
- + 2-
K2 água está ligeiramente ionizada segundo a equação:
HAsO4 ⇄ H + AsO4
2- + 3-
K3
H2O ⇄ H + OH
+ -