Questões de Concurso sobre Sistemas Homogêneos: Constantes: Kc e Kp. Deslocamento do Equilíbrio: Fatores

Os seguintes diagramas representam diferentes estados de equilíbrio de uma reação exotérmica do tipo $A_2$ $(g)$ $+B_2\left(g\right)$ $\rightleftharpoons$ $2AB(g).$

(I) (II) (III) (IV)

Assinale a opção que contém a afirmação CORRETA.

Um eletrólito genérico BA₂ ioniza em solução aquosa, de acordo com a equação química:

$B{A}_2$ $\rightleftharpoons$ $B^{2+}+2A^{-}.$

Considere duas soluções aquosas, preparadas com as mesmas quantidades desse eletrólito, nas seguintes condições de equilíbrio:

Solução 1: Volume V₁, temperatura T₁ e grau de ionização do eletrólito ${\alpha }_1$.

Solução 2: Volume V₂ = 2V₁, temperatura T₂ e grau de ionização do eletrólito ${\alpha }_2={\alpha }_1$.

Com base nessas informações, assinale a opção que relaciona corretamente a constante de equilíbrio da ionização do eletrólito na solução 2, K₂, com a constante de equilíbrio na solução 1, K₁.

Considere os dois equilíbrios químicos representados por (1) e (2), a mesma temperatura. Sabendo que a constante de equilíbrio químico para a reação (1) é igual a K, a constante de equilíbrio para a reação (2) é

1. SO_{2 (g)} + (1/2) O_{2 (g)} ⇌ SO_{3 (g)}

2. 2 SO_{3 (g)} ⇌ 2 SO_{2 (g)} + O_{2 (g)}

Considere um sistema em equilíbrio formado a partir da reação entre o ácido fluorídrico e o íon oxalato, sendo K_eq a constante de equilíbrio.

2 HF_(aq) + C₂O₄ ^2– _(aq) 2F^– _(aq) + H₂C₂O_{4 (aq)} _______________ K_eq

Sabe-se ainda que:

(I) HF_(aq) H⁺ _(aq) + F^– _(aq) ______________________________ K₁

(II) H₂C₂O_{4 (aq)} 2H⁺ _(aq) + C₂O₄ ^2– _(aq) ___________________ K₂

O valor da constante de equilíbrio K_eq pode ser expresso em função das constantes K₁ e K₂ pela expressão

Em um sistema, analisou-se a reação química representada pelo seguinte equilíbrio químico:

N₂ (g) + O₂ (g) ⇌ 2 NO (g)

Inicialmente, as concentrações de N₂ e O₂ eram iguais a 0,50 mol L^-1. Atingido o equilíbrio, a concentração de NO foi de 0,20 mol L^-1.

A constante de equilíbrio em termos de concentração dessa reação é igual a

A reação de obtenção do cobre metálico pode ser realizada com o aquecimento do óxido de cobre(II) em presença de gás hidrogênio, a 400ºC, em um sistema fechado. A equação que representa o equilíbrio dessa reação é dada a seguir.

CuO (s) + H₂ (g) $\rightleftharpoons$ Cu (s) + H₂O (g)

A expressão da constante de equilíbrio, Kc, dessa reação a 400^oC, é:

A reação genérica 2 A(g) + B(g) $\rightleftharpoons$ C(g) + 3 D(s) atinge o equilíbrio químico em um recipiente fechado de 1,0 L. Partindo de 2 mol do reagente A e 1 mol do reagente B, observa-se que, após o alcance do equilíbrio, é formado 1,5 mol de D.

Com base nesses dados, assinale a alternativa que mostra o valor da constante Kc para essa reação.

Em geral, uma reação catalisada por uma enzima (presente em quantidade catalítica) segue a cinética de Michaelis-Menten, de acordo com o seguinte mecanismo, onde S = substrato, E = enzima, ES = complexo ativado e P = produto.

-

𝐸 + 𝑆 ⇌ 𝐸𝑆 (1)

𝐸𝑆 ⟶ 𝑃 + 𝐸 (2)

-

Sendo k₁ a constante da primeira reação direta, 𝑘₋₁ a constante da primeira reação inversa, 𝑘₂ a constante da reação 2, 𝑣 a velocidade global da reação e sabendo-se que 𝑘₁ ≈ 𝑘₋₁ >>>>> 𝑘₂, no mecanismo de Michaelis-Menten, pode-se dizer que

A constante de equilíbrio K da reação do óxido de ferro (III) é corretamente expressa pela seguinte equação.

$K=\frac{{\left[F{e}^{3+}\right]}^y{\left[H_{2}0\right]}^z}{\left[F{e}_2{0}_3\right]{\left[H^{+}\right]}^x}$

Uma solução de ácido HX de concentração 0,01mol/L foi colocada para a medição do seu potencial hidrogênio iônico. Sabendo que a constante de ionização do HX é 1,0 x 10^-8 (0,00000001), o valor da medida será próximo de:

A reação de decomposição do HI em H₂ e I₂ pode ocorrer de acordo com o gráfico.

Em relação a expressão de equilíbrio em função das massas desta reação tem-se:

As reações químicas tendem a avançar para um estado de equilíbrio dinâmico, no qual reagentes e produtos estão presentes e onde eles não mostram mais tendência a sofrerem variações de composição química com o tempo. Em relação ao equilíbrio químico, leia as afirmativas abaixo:

I) Se um sistema gasoso em equilíbrio for comprimido, a reação química irá se ajustar para diminuir o efeito do aumento da pressão, portanto, o equilíbrio será deslocado para o lado que contém o menor número de mols.

II) Se houver aumento da temperatura em um sistema em equilíbrio, o sistema reacional tenderá a se deslocar no sentido endotérmico.

III) A constante de equilíbrio de uma reação é afetada pela presença de um catalisador ou de uma enzima (um catalisador biológico).

IV) No equilíbrio químico, as velocidades das reações no sentido direto e inverso são iguais.

V) Um sistema reacional, sob temperatura e pressão constantes, alcança o equilíbrio quando a energia de Gibbs atinge um valor máximo.

Estão corretas,

O íon complexo [Zn(NH₃)₄]²⁺ é formado a partir 3 4 da seguinte reação química:

Zn²⁺ (aq) + 4 NH₃ (aq) ⇄ [Zn(NH₃)₄]²⁺ (aq)

Em um experimento, ao se atingir o equilíbrio químico, as concentrações dos participantes da reação são apresentadas na tabela a seguir.

A constante de equilíbrio dessa reação é igual a:

Suponha que uma mistura SO₂, O₂ e SO₃ esteja em equilíbrio a 852 K.

2 SO₂ (g) + O₂ (g) → 2 SO₃(g)

As concentrações de equilíbrio são [SO₂] = 3,61 x 10^-3 mol/L, [O₂] = 6,11 x 10^-4 mol/L e [SO₃] = 1,01 x 10^-2 mol/L. Assim sendo, a constante de equilíbrio calculada desse equilíbrio, na temperatura dada, será

O trióxido de enxofre pode ser gerado por reação reversível do dióxido de enxofre com o oxigênio, conforme a equação balanceada abaixo:

$2S{O}_{2\left(g\right)}+O_{2\left(g\right)}\rightleftharpoons 2S{O}_{3\left(g\right)}$

$Kc=6\times 10^{-3}$

Considerando que a reação foi mantida em um recipiente de 2 L a 300K e as quantidades de dióxido de enxofre e de oxigênio no equilíbrio são 0,2 e 1,2 mols respectivamente, a concentração molar do produto obtido no equilíbrio é de:

Um sistema consiste em uma fase líquida composta por metanol e etanol em equilíbrio com uma fase contendo os vapores desses líquidos. O número de graus de liberdade desse sistema é igual a:

A Teoria de Brönsted-Lowry pode ser utilizada para explicar o comportamento dos ácidos e das bases. A equação genérica do processo de ionização de três ácidos fracos (HA) em solução aquosa e seus valores das constantes de ionização (K_a) está representada a seguir:

Diante do exposto, analise as afirmativas a seguir.

I. F - ; NH₃; e, S^2– são, respectivamente, as bases conjugadas de Brönsted-Lowry dos ácidos HF; NH₄⁺ ; e, HS^– .

II. O ácido fluorídrico tem uma maior tendência em reagir com o íon hidrogenossulfeto do que com o íon amônio.

III. A água é uma espécie anfiprótica e atua como uma base na equação de equilíbrio.

IV. Entre as bases conjugadas de Brönsted-Lowry, o íon sulfeto que apresenta a maior afinidade por próton.

Está correto o que se afirma em

As constantes de equilíbrio têm origem na termodinâmica e são expressas como a razão entre atividades. Elas são muito importantes porque permitem:

Se as concentrações de reagentes e produtos em equilíbrio são conhecidas, o valor da constante de equilíbrio para a reação pode ser calculado. Esse valor pode fornecer informações quanto à tendência de formação de produtos na reação. Nesse contexto, para os seguintes sistemas de reação a 500 K:

(1) 2NOCl(g) ⇌ 2NO(g) + Cl₂(g) 𝐾_𝑝 = 1,7 x 10^–2

(2) 2NO₂(g) ⇌ 2NO(g) + O₂(g) 𝐾_𝑝 = 5,9 x 10^–5

(3) 2SO₃(g) ⇌ 2SO₂(g) + O₂(g) 𝐾_𝑝 = 1,3 x 10^–5

A tendência para a completa reação aumenta na ordem:

Compostos orgânicos podem ser identificados e definidos perante seus valores de constante de dissociação ácida (Ka) que podem também ser descritos pela função logarítmica (pKa). Ao encontro disso, funções orgânicas como ácidos carboxílicos, álcoois, fenóis, aminas, entre outros apresentam uma faixa de valores de Ka. A respeito da constante de dissociação ácida, afirma-se:

I- Os valores de ka e pKa não podem ser utilizados de forma quantitativa, somente qualitativa.

II- De maneira genérica, a constante de dissociação de um ácido em água pode ser escrita como Ka = ([A^-] [H₃O⁺]) / ([HA] [H₂O]).

III- Quanto maior o valor de Ka, maior é a força do ácido.

É correto o que se afirma em: