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Exercícios sobre o Princípio de Le Chatelier

Estes exercícios sobre o princípio de Le Chatelier envolvem o deslocamento do equilíbrio químico com a variação da concentração, da temperatura e da pressão.

Questão 1

(Unisinos-RS) Na química ambiental, particularmente no controle da ocorrência da chuva ácida, têm particular importância as reações entre os gases monóxido de nitrogênio, NO(g), e oxigênio, O2(g), para originar o dióxido de nitrogênio, NO2(g), o qual se combina com a água e forma o ácido nítrico, HNO3(aq), segundo as reações assim equacionadas:

  1. 2 NO(g)+ 1 O2(g) ↔ 2 NO2(g) + 27 kcal

  2. 3 NO2(g)+ 1 H2O (l) ↔ 2 HNO3 (aq) + 1 NO (g)


Quando essas reações ocorrem em um recipiente fechado, analisando os fatores considerados:

1. Injeção de O2(g);
2. Elevação da pressão;
3. Redução da temperatura;
4. Redução da pressão;
5. Elevação da temperatura.

Indique aquele(s) que, atuando sobre o equilíbrio I, tende(m) a reduzir a produção de ácido nítrico no equilíbrio II.

a) Somente 1
b) Somente 2 e 5
c) Somente 4 e 5
d) Somente 1,2 e 4
e) Somente 1,3 e 5

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Questão 2

(UFMT) Um sistema está em equilíbrio quando todas as suas propriedades são as mesmas em todos os seus pontos e não variam com o tempo.

Em relação ao equilíbrio químico:

N2(g) + 3 H2(g) ⇔ 2 NH3(g),

pode-se afirmar:

a) Diminuindo a quantidade de NH3(g), o equilíbrio se desloca para a direita.

b) Aumentando a quantidade de H2(g), o equilíbrio se desloca para a direita.

c) Diminuindo a quantidade de N2(g), o equilíbrio se desloca para a esquerda.

d) Aumentando ou diminuindo as quantidades das espécies químicas dessa equação, o equilíbrio não se altera.

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Questão 3

O ozônio é formado quando o oxigênio é submetido a alguns tipos de radiação ultravioleta por meio da seguinte reação endotérmica:

3 O2(g) ⇔ 2 O3(g)

Considerando o Princípio de Le Chatelier, diga qual(is) da(s) situação(ões) abaixo favorecem a formação do ozônio:

a) Aumento da temperatura.

b) Diminuição da temperatura.

c) Aumento da pressão.

d) Diminuição da pressão.

e) Aumento da concentração de gás ozônio. 

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Questão 4

O dióxido de nitrogênio é um gás de cor castanha que se transforma parcialmente em tetróxido de dinitrogênio, um gás incolor. O equilíbrio entre essas espécies pode ser representado por:

2 NO2(g) ⇔ N2O4(g) ΔH < 0

Indique qual(is) alternativa(s) está(ão) correta(s):

a) o aumento da concentração de NO2(g) favorecerá a reação inversa.

b) o aumento da temperatura favorecerá a reação direta.

c) o aumento da pressão favorecerá a reação direta.

d) a diminuição da concentração de N2O4(g) favorecerá a reação inversa.

e) o aumento da temperatura diminuirá o valor numérico da constante de equilíbrio.

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Respostas

Resposta Questão 1

Alternativa “c”.

Os fatores que atuam no equilíbrio 1 de modo a reduzir a produção de ácido nítrico no equilíbrio II são aqueles que seguem o Princípio de Le Chatelier e deslocam o equilíbrio I no sentido da reação inversa, diminuindo a produção do gás dióxido de nitrogênio, NO2(g), ou seja, a elevação da temperatura (alternativa 5) e a redução da pressão (alternativa 4).

Veja como cada caso ocorre segundo o Princípio de Le Chatelier:

  1. Injeção de O2(g): o aumento da concentração do gás oxigênio deslocará o equilíbrio para a direita a fim de que ele seja consumido. Isso aumentará a produção do dióxido de nitrogênio, NO2(g), que, por sua vez, reagirá no equilíbrio II para formar mais ácido nítrico.

  2. Elevação da pressão: favorece a reação que ocorre com redução do volume, que, no caso do equilíbrio I, é a reação direta.

  3. Redução da temperatura: favorece a reação exotérmica, que, no caso do equilíbrio I, é a reação direta.

  4. Redução da pressão: favorece a reação que ocorre com expansão do volume, que, no caso do equilíbrio I, é a reação inversa.

  5. Elevação da temperatura: favorece a reação endotérmica, que, no caso do equilíbrio I, é a reação inversa.

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Resposta Questão 2

Alternativas “a”, “b” e “c”.

a) Correta. Diminuindo a quantidade de NH3(g), o equilíbrio desloca-se para a direita a fim de que mais NH3(g) seja formado.

b) Correta. Aumentando a quantidade de H2(g), o equilíbrio desloca-se para a direita a fim de que esse gás seja consumido e sua concentração diminua.

c) Correta. Diminuindo a quantidade de N2(g), o equilíbrio desloca-se para a esquerda para que esse gás seja produzido e sua concentração aumente.

d) Incorreta. Aumentando ou diminuindo as quantidades das espécies químicas dessa equação, o equilíbrio sempre se altera, pois, conforme o Princípio de Le Chatelier: “quando uma perturbação externa é imposta a um sistema químico em equilíbrio, este se deslocará de forma a minimizar tal perturbação”. Entre as perturbações que provocam essas alterações está a variação da concentração dos reagentes e produtos.

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Resposta Questão 3

Alternativas “a” e “c”.

Veja:

a) Aumento da temperatura: favorece a reação endotérmica, que, nesse caso, é a reação direta, ou seja, produz mais ozônio.

b) Diminuição da temperatura: favorece a reação exotérmica, que, nesse caso, é a reação inversa, ou seja, o ozônio é consumido, diminuindo sua concentração.

c) Aumento da pressão: favorece a reação que ocorre com contração do volume, que, nesse caso, é a reação direta, isto é, de formação do ozônio:

   3 O2(g)   ⇔    2 O3(g)
3 volumes      2 volumes

d) Diminuição da pressão: favorece a reação que ocorre com expansão do volume, que, nesse caso, é a reação inversa.

e) Aumento da concentração de gás ozônio: favorece o consumo do ozônio, deslocando o equilíbrio para a esquerda.

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Resposta Questão 4

Alternativas “c” e “e”.

a) Incorreta. O aumento da concentração de NO2(g) favorecerá a reação direta, pois o NO2(g) será consumido.

b) Incorreta. O aumento da temperatura favorecerá a reação endotérmica, que é a inversa.

c) Correta. O aumento da pressão favorecerá o sentido de contração do volume, que, nesse caso, é a reação direta.

d) Incorreta. A diminuição da concentração de N2O4(g) favorecerá a reação direta para a formação de mais N2O4(g).

e) Correta. O aumento da temperatura diminuirá o valor numérico da constante de equilíbrio, pois essa constante é inversamente proporcional à temperatura.

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