Questões de Concurso
Sobre equilíbrio químico em química
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Um indicador universal pode ser preparado misturando massas definidas de fenolftaleína, vermelho de metila, dimetilazobenzeno, azul de bromotimol e azul de timol. Toda essa mistura é dissolvida perfazendo um litro de solução de etanol. A solução é neutralizada até atingir a cor amarela, e pequenas tiras de papel filtro são impregnadas com essa solução e secas. O quadro a seguir mostra os indicadores com seus respectivos valores de pH nos pontos de viragem:
Se o papel filtro foi mergulhado em uma solução desconhecida e apresentou uma cor verde, qual é a expectativa do pH mais próximo dessa solução?
Sobre as características do líquido ideal de lavagem dos precipitados, considere as seguintes afirmativas:
I. O líquido não deve dissolver o precipitado, mas deve dissolver facilmente as impurezas.
II. O líquido deve conter íons que formam compostos insolúveis com os precipitados.
III. O líquido não deve ter ação dispersiva sobre os precipitados.
IV. O líquido deve ser volátil na temperatura de secagem do precipitado.
Estão corretas as afirmativas
Para um experimento em uma aula prática de química serão usadas as soluções I e II; seus dados de pH estão na tabela.
A concentração de íons H+ em mol/L na solução de I é _________ do que a concentração de íons H+ da solução de II.
Assinale a alternativa que completa corretamente a lacuna.
N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g)
Sabendo que no equilíbrio restam 2,5 mol de reagente, assinale a alternativa que apresenta o valor da constante de equilíbrio (Kc) dessa reação, na mesma temperatura.
N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g)
Em dado momento da reação, constata-se que as concentrações de N2O4 e de NO2 são 0,500 mol/L e 0,100 mol/L, respectivamente. Sob essas condições e sabendo que a constante de equilíbrio (Kc) da reação é igual a 0,210, a 100 °C, assinale a alternativa correta.
Em uma aula envolvendo o assunto de equilíbrio de solubilidade, o professor de química simulou o preparo de 500 ml de uma solução saturada de sulfato de bário, a 25 °C, e explicou acerca do equilíbrio estabelecido entre os íons em solução saturada e o sólido não dissolvido, conforme a reação equacionada a seguir:
BaSO4 (s) ⇌ Ba2+ (aq) + SO42- (aq)
Sabe-se o sulfato de bário é um sal pouco solúvel em água e que a constante de produto de solubilidade (Kps) é igual a 1,1×10−10 (25 °C). Considerando essa solução saturada, informe se é verdadeiro (V) ou falso (F) o que se afirma a seguir e assinale a alternativa que apresenta a sequência correta.
( ) A solubilidade do sulfato de bário aumenta com a adição de uma solução 0,1 mol/L de nitrato de potássio.
( ) A solubilidade do sulfato de bário diminui com a adição de mais BaSO4 sólido.
( ) A solubilidade do sulfato de bário diminui com a adição de uma solução 0,1 mol/L de nitrato de bário.
( ) A solubilidade do sulfato de bário diminui com a adição de uma solução 0,1 mol/L de sulfato de sódio.
Em uma aula de química, o professor da disciplina ensinou como preparar uma solução aquosa 0,10 mol/L de ácido fórmico (HCOOH, Ka = 1,8×10−4) a 25 °C e explicou como calcular o pH de soluções de ácidos fracos. Sabendo que essa solução de ácido fórmico, no equilíbrio, produz 4,2×10−3 mol/L de íons H3O+(aq) a 25°C, assinale a alternativa que apresenta a porcentagem de ionização do ácido fórmico nessa solução.
Considere desprezível o equilíbrio de autoionização da água.
Dado: log 2 = 0,30; log 5 = 0,69; log 10 = 1.
Dado: log 2 = 0,30; log 5 = 0,69; log 10 = 1.
N₂O₄(g) ⇌ 2NO₂(g)
Em um sistema fechado e sob temperatura constante, por meio de medidas de absorbância, constatou-se que, ao atingir o equilíbrio, a mistura reacional apresentava 0,6 mol de NO₂ e 0,4 mol de N₂O₄ em um recipiente com volume de 200 ml. Nessas condições, o valor aproximado da constante de equilíbrio (Kc), em termos da concentração molar, para a reação no sentido direto, é
N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) + calor
Ao diminuir a temperatura do reator e, simultaneamente, aumentar a pressão do sistema por compressão, verificou-se um aumento significativo no rendimento da amônia. Acerca dessa observação experimental e de acordo com o Princípio de Le Chatelier, assinale a alternativa correta.
PCI5 (g) ⇌ PCI3 (g) + Cl2 (g)
Em um experimento conduzido em um reator fechado de 1,0 L a 250 °C, o professor introduziu, inicialmente, 2,0 mols de PCI5. Após o sistema atingir o equilíbrio, a concentração de PCI3 foi determinada em 1,0 mol/L. O professor deseja que os alunos comparem o valor experimental da constante de equilíbrio com o valor teórico.
Considerando esses dados experimentais obtidos, assinale a alternativa que apresenta corretamente o valor da constante de equilíbrio experimental.
A (g) + 2B (g) ⇌ C (g)
No equilíbrio, foi constatado que restaram 2,0 mols do reagente A. Nesse sentido, o valor numérico da constante de equilíbrio em termos de concentração molar (Kc) é
(Dados: log 3,5 = 0,54; log 5,9 = 0,77; log 3,0 = 0,48; √35 = 5,9; √30 = 5,48.)
N2O4 (g) + calor ⇌ 2 NO2 (g)
De acordo com o Princípio de Le Chatelier, se a temperatura do sistema for aumentada,
Caso NaOH seja acrescentado à solução de bixina, provocando a sua hidrólise alcalina, então serão obtidos um ácido carboxílico e metanol.
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