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EQUILÍBRIO

QUÍMICO

Os reagentes e produtos das reações reversíveis

são separados por uma dupla seta

PROCESSOS REVERSÍVEIS

São processos que reagentes e produtos

são consumidos e produzidos ao mesmo tempo

ÁGUA

H2O ( l ) H2O (v)

N2O4(g) 2 NO2(g)REAÇÃO DIRETA

REAÇÃO INVERSA

reação DIRETA e reação INVERSA

vd

vi

No início da reação a velocidade direta é máxima

No início da reação a velocidade inversa é nula

velocidade

tempo

com o passar do tempo

Vd = Vi

te

Neste instante a reação atingiu o equilíbrio químico

No momento em que a reação química atinge o

EQUILÍBRIO QUÍMICO

as concentrações dos seus participantes permanecem constantes

concentração

tempote

N2O4(g)

NO2(g)

N2O4(g) 2 NO2(g)

01) Sobre equilíbrio químico:

Ao atingir o estado de equilíbrio, a concentração de cada substância do sistema permanece constante.

Uma reação é reversível quando se processa simultaneamentenos dois sentidos.

Todas as reações reversíveis caminham espontaneamente para o estado de equilíbrio.

Uma reação reversível atinge o equilíbrio quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam.

O equilíbrio das reações é dinâmico

0 0

1 1

2 2

3 3

4 4

CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO MOLAR

Vamos considerar uma reação reversível genérica

a A + b B c C + d D2

1

No equilíbrio teremos:

V 1 = V 2a bK1 [ A ] [ B ] c dK2 [ C ] [ D ]

Isolando-se as constantes =a b[ A ] [ B ]

c d[ C ] [ D ]K1

K2KC

I. O valor de KC depende da reação considerada e da temperatura.

III. A constante de equilíbrio é tratada como um número puro, isto é, sem unidades

IV. Líquidos e sólidos puros, que não fazem parte da solução, não constam da expressão da constante de equilíbrio

II. O valor de KC independe das concentrações iniciais dos reagentes

N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g )

=[ N2 ] [ H2 ] 3

[ NH3 ]2

KC

2 H2( g ) + O2( g )2 H2O( g )

=[ O2 ][ H2 ] 2

[ H2O ] 2KC

01) Na equação abaixo, após atingir o equilíbrio químico, podemos

concluir a respeito da constante de equilíbrio que:

a A + b B c C + d D

a) Quanto maior for o valor de Kc, menor será o rendimento da reação direta.

b) Kc independe da temperatura.c) Se as velocidades das reações direta e inversa forem iguais,

então K2 = 0.d) Kc depende das molaridades iniciais dos reagentes.e) Quanto maior for o valor de Kc, maior será a concentração dos

produtos.

1

2

02) (Covest – 98) Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes resultados:

Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições.

[ H2 ] = 0,10 mol/L[ I2 ] = 0,20 mol/L

[ HI ] = 1,0 mol/L

H2 ( g ) + I2 ( g ) 2 HI ( g )

=[ H2 ] [ I2 ]

[ HI ] 2KC

x(0,10) (0,20)( 1,0 )

=1,00,02 KC = 50

03) Temos representado no gráfico abaixo as concentrações dos reagentes e dos produtos de uma mesma reação do tipo:

A + B C + DOcorrendo no sentido à direita a partir do zero.

Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes valores representados no gráfico. A constante de equilíbrio da reação será igual a:

2

4

6

810 [ ]

caminho da reação

a) 16.b) 1/4.c) 4.d) 5.e) 1/16.

=[ C ]KC

8x [ D ]

[ A ] x [ B ]

8

4416

64

KC = 4

04) Foram colocados em um recipiente fechado, de capacidade 2,0 L, 6,5 mol de CO e 5 mol de NO2. À 200°C o equilíbrio foi atingido e verificou-se que haviam sido formados 3,5 mol de CO2.

Podemos dizer que o valor de Kc para o equilíbrio dessa reação é:a) 4,23.

b) 3,84.

c) 2,72.

d) 1,96.

e) 3,72.

= KC [ CO2 ] [ NO ]

[ CO ] [ NO2 ] x

x

1,75

1,50 0,75

CO + NO2 CO2 + NOinício

reage / produz

equilíbrio 3,5 3,5

3,5 3,5

3,0 1,5

6,5 5,0

3,5 3,5

0,0 0,0

[ NO ] = 3,5 2,0

= 1,75 M

[ CO ] = 3,0 2,0

[ NO2 ] = 1,5 2,0

= 0,75 M

[ CO2 ] = 3,5 2,0

= 1,75 M

= 1,50 M

1,75= KC x

x

3,0625

1,125= KC KC = 2,72

05) Em um recipiente de 400 mL são colocados 2 mols de PCl5 gasoso a uma determinada temperatura. Esse gás se decompõem segundo a reação química abaixo, e, o equilíbrio foi alcançado quando 20% do pentacloreto de fósforo reagiram ( % em mols ). A constante de equilíbrio, Kc, nessas condições, vale:

a) 4,0.b) 1,0.c) 0,5.d) 0,25.e) 0,025.

PCl5 PCl3 + Cl2

início 2,0 0,0 0,0 reage / produz 0,4

Reage : n = 0,2 x 2 = 0,4 mol

0,4 0,4 0,4 0,4 1,6 equilíbrio

[ PCl5 ]

[ PCl3 ]

[ Cl2 ]

= 0,40,4

= 1,0 M

= 0,40,4

= 1,0 M

= 1,60,4

= 4,0 M

= KC x

[ PCl5 ]

[ PCl3 ] [ Cl2 ] 1,0 x 1,0

4,0=

= KC4,0

1,0

KC = 0,25

Considere um sistema em equilíbrio químico, com as substâncias A, B, C e D.

A + B C + D

Se, por algum motivo, houver modificação em uma das velocidades,

teremos mudanças nas concentrações das substâncias

Esta modificação em uma das velocidades ocasiona o que

denominamos de DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO

que será no sentido da MAIOR VELOCIDADE

A + B C + Dv1

v2

Equilíbrio inicial

Aumentando v1, o deslocamento é para a direita

A + B C + Dv1

v2

Aumentando v2, o deslocamento é para a esquerda

A + B C + Dv1

v2

Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um novo equilíbrio químico, mas com valores de

concentrações e velocidades diferentes das iniciais

O químico Henri Louis Le Chatelier

propôs um princípio que afirma:

“Quando um sistema em equilíbrio sofre algum tipode perturbação externa, ele se deslocará no sentido de

minimizar essa perturbação,a fim de atingir novamente uma situação de equilíbrio”

É possível provocar alteração em um equilíbrio químico por:

variações de temperatura.

variações de concentração dos participantes da reação.

Pressão total sobre o sistema.

TEMPERATURA

Observando a reaçãoincolor

H < 0N2O4(g)2 NO2(g)EXOTÉRMICA

ENDOTÉRMICACastanhoavermelhado

Balão a 100°C

Cor interna é CASTANHO-AVERMELHADO

Balão a 0°C

Cor interna é INCOLOR

Podemos observar que o

aumento da temperatura favorece a reação que é ENDOTÉRMICA,

e a

redução da temperatura favorece a reação que é EXOTÉRMICA

Podemos generalizar dizendo que um(a) ...

AUMENTO DE TEMPERATURA

desloca o equilíbrio no

SENTIDO ENDOTÉRMICO

DIMINUIÇÃO DE TEMPERATURA


SENTIDO EXOTÉRMICO

Vamos analisar o equilíbrio abaixo:

Cr2O71

2 2 H2 – + H2O 2 CrO42 – + +alaranjada amarela

O acréscimo de uma base deixa a solução amarela, deslocando o equilíbrio para a direita

O acréscimo de um ácido deixa a solução alaranjada, deslocando

o equilíbrio para a esquerda

Podemos generalizar afirmando que um(a) ...

AUMENTO DE CONCENTRAÇÃO


SENTIDO OPOSTO

da espécie química adicionada

DIMINUIÇÃO DE CONCENTRAÇÃO

desloca o equilíbrio no mesmo

MESMO SENTIDO

da espécie espécie retirada

Alterações de pressão influenciam em equilíbrios que

possuem espécies químicas no estado gasoso

Considere a reação química em equilíbrio abaixo

N2 ( g ) + 3 H2 ( g ) 2 NH3 ( g )

4 volumes 2 volumes

o AUMENTO DE PRESSÃO

sobre o sistema desloca o equilíbrio químico

no sentido do MENOR VOLUME na fase gasosa

a DIMINUIÇÃO DE PRESSÃO

sobre o sistema desloca o equilíbrio químico

no sentido do MAIOR VOLUME na fase gasosa

01) Considere a reação em equilíbrio químico:

N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g)

É possível deslocá-lo para a direita:

a) Retirando o N2 existente.b) Removendo o NO formado.c) Introduzindo um catalisador.d) Diminuindo a pressão, à temperatura constante.e) Aumentando a pressão, à temperatura constante.

02) Temos o equilíbrio:

Queremos aumentar a concentração de CO2(g) nesse equilíbrio.Para isso ocorrer, devemos:

a) Aumentar a pressão sobre o sistema.

b) Diminuir a pressão sobre o sistema.

c) Adicionar H2(g) ao sistema.

d) Retirar H2O(g) do sistema.

e) Adicionar CO(g) ao sistema.

CO( g ) + H2O( g ) CO2( g ) + H2( g )

03) O equilíbrio gasoso representado pela equação :

N2( g ) + O2( g ) 2 NO( g ) – 88 kj

É deslocado no sentido de formação de NO(g), se :

a) a pressão for abaixada.

b) N2 for retirado.

c) a temperatura for aumentada.

d) for adicionado um catalisador sólido ao sistema.

e) o volume do recipiente for diminuído.

04) Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar amônia segundo a equação:

Se a mistura dos três gases estiver em equilíbrio, qual o efeito, emcada situação, sobre a quantidade de amônia, se provocar

N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g ) + 22 kcal

I. Compressão da mistura. aumenta

II. Aumento de temperatura. diminui

III. Introdução de hidrogênio. aumenta

a) aumenta, aumenta, aumenta.

b) diminui, aumenta, diminui.

c) aumenta, aumenta, diminui.

d) diminui, diminui, aumenta.

e) aumenta, diminui, aumenta.

É o caso especial de equilíbrio químico em que aparecem íons

Cr2O7 2 H2 – + H2O 2 CrO42 – + +

Nos equilíbrios iônicos, também são definidos um

grau de ionização ( ) e uma constante de equilíbrio ( Ki )

Onde : ni é o número de mols dissociados n é o número de mols inicial

n in=

GRAU DE IONIZAÇÃO

Para a reação:

HCN (aq) H + + (aq)(aq) CN –

= Ki [ H ] [ CN ] [ HCN ]

+ –

01) X, Y e Z representam genericamente três ácidos que, quando dissolvidos em um mesmo volume de água, à temperatura constante, comportam-se de acordo com a tabela:

mols dissolvidos mols ionizados

XYZ

20105

271

Analise as afirmações, considerando os três ácidos:

I. X representa o mais forte

II. Z representa o mais fraco

III. Y apresenta o maior grau de ionização

Está(ao) correta(s):

a) Apenas I.b) Apenas II.c) Apenas III.d) Apenas I e II.e) I, II e III.

ni

n= grau de ionização

X

=2

20

= 0,10

= 10 %

Y Z

=7

10

= 0,70

= 70 %

=15

= 0,20

= 20 %

02) (FUVEST-SP) A reação H3C – COOH H+ + H3C – COO tem Ka = 1,8 x 10Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma solução

de [H+] = 1,0 x 10 mol/L

– 5

– 3

Nesta solução as concentrações em mol/L de CH3COO e de CH3COOH

são, respectivamente, da ordem de:

–

–

a) 3 x 10 e 5 x 10 .– 1 – 10

b) 3 x 10 e 5 x 10 .– 1 – 2

c) 1 x 10 e 5 x 10 .– 3 – 5

d) 1 x 10 e 5 x 10 .– 3 – 12

e) 1 x 10 e 5 x 10 .– 3 – 2

[ H ] = 1,0 x 10 + – 3

[ CH3COO ] = 1,0 x 10 – 3–

= Ki[ H ] + [ CH3COO ]–

[ CH3COOH ]

1,8 x 10– 5 = 1,0 x 10 – 3 1,0 x 10 – 3x

[ CH3COOH ]

[ CH3COOH ] = 1,0 x 10 – 3 1,0 x 10 – 3x

1,8 x 10 – 5= 5,0 x 10 – 2

É uma lei que relaciona

o grau de ionização

com o volume (diluição) da solução

Ki =

m 2

1 –para solução de grau

de ionização pequenoKi =

m 2

Para a reação: HA (aq) H + + (aq)(aq) A –

= Ki[ H ] [ A ]

[ HCN ]

+ –

início

reage / produz

equilíbrio

[ ]

0,0 0,0

ni

n

= n n n

n – n n n

V

n n

V V

=

n n

V Vx

n ( 1 – )

V

n ( 1 – )= n n

V Vx

V

n ( 1 – )x

Ki = m 2

1 – para solução de graude ionização pequeno

Ki = m2

DEMONSTRAÇÃO DA FÓRMULA

01) Uma solução 0,01 mol / L de um monoácido está 4,0% ionizada. A constante de ionização desse ácido é:

a) 1,6 x 10

b) 1,6 x 10

c) 3,32 x 10

d) 4,0 x 10

e) 3,0 x 10

– 3

– 5

– 6

– 5

– 5

m = 0,01 mol/L

= 4 %

= 1,0 . 10 mol/L– 2

= 0,04 = 4,0 . 10– 2

Ki = m 2

2= 1,0 . 10 – 2x ( 4 x 10 )– 2Ki

Ki = 1,0 . 10 – 2 x 16 x 10 – 4

Ki = 16 x 10 – 6

Ki = 1,6 x 10 – 5

02) A constante de ionização de um ácido HX, que se encontra 0,001% dissociado, vale 10 . A molaridade desse ácido, nessas condições é :

– 11

a) 10

b) 0,001

c) 10

d) 0,10.

e) 1,00.

– 11

– 5

Ki m =2

Ki

m

=

= 0,001 % = 0,00001– 1110

?

= 1,0 . 10 – 5

=

2– 1110 = m x – 5(10 )– 1010

=– 1110– 1010

m – 1= 10 = 0,10 M m

03) O grau de dissociação iônica do hidróxido de amônio em solução 2 mol/L é 0,283% a 20°C.

A constante de ionização da base, nesta temperatura, é igual a:

a) 1,6 x 10

b) 1,0 x 10

c) 4,0 x 10

d) 4,0 x 10

e) 1,6 x 10

– 5

– 3

– 2

– 1

– 3 m = 2,0 mol/L

= 0,283 %

Ki = ?

= 0,00283 = 2,83 . 10 – 3

Ki = m 2

= 22,0 x ( 2,83 x 10 )– 3Ki

Ki = 2 x 8 x 10 – 6

Ki = 16 x 10 – 6

Ki = 1,6 x 10 – 5

04) (FAMECA – SP) Qual o valor de “Ka” para o HCN, sabendo-se que

o ácido em solução 0,10 mol/L encontra-se 0,006% ionizado?a) 1,2 x 10 – 4.

b) 3,6 x 10 – 10.

c) 3,6 x 10 – 8.

d) 3,6 x 10 – 5.

e) 6,0 x 10 – 5.

m = 0,10 mol/L

= 0,006 %

Ki = ?

= 0,00006 = 6,0 . 10 – 5

Ki = m 2

= 2

10 x ( 6,0 x 10 )– 5Ki

Ki = 36 x 10 – 11

Ki = 3,6 x 10 – 10

= 10 mol/L– 1

– 1

Medidas experimentais de condutibilidade de corrente elétricamostram que a água, pura ou quando usada como solvente,

se ioniza fracamente, formando o equilíbrio iônico:

HH2O ( l )+(aq) + (aq)OH –

A constante de equilíbrio será: Ki =[ H ] [ OH ]

[ H2O ]

+ –

como a concentração da água é praticamente constante, teremos:

= Ki x [ Kc] [ H ] [ OH ] + –

PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA ( Kw )

Kw

– 14A 25°C a constante “Kw” vale 10 mol/L – 14[ H ] [ OH ] = 10+ –

1) Um alvejante de roupas, do tipo “ água de lavadeira “,

apresenta [OH ] aproximadamente igual a 1,0 x 10 mol/L.

Nessas condições, a concentração de H será da ordem de:

–

+

– 4

a) 10b) 10c) 10d) 10 e) zero.

– 14

– 10

– 2

– 3[H ] = ? +

[ OH ] – – 4

Kw = 10 M

= 10 M

– 14

= – 14[H ] [OH ] + – 10 x – 410

[H ] + = – 1410 – 410

[H ] + = – 1010 mol/L

02) Qual das expressões abaixo é conhecida como “produto iônico

da água, KW”?a) Kw = [H2][O2].

b) Kw = [H+] / [OH – ].

c) Kw = [H+][OH – ].

d) Kw = [H2O].

e) Kw = [2H][O2].

Em água pura a concentração

hidrogeniônica [H ] é igual

à concentração hidroxiliônica [OH ], isto é, a 25°C,

observa-se que:

+

–

= – 7[H ] [OH ] + – 10 =

Nestas condições dizemos que a solução é “ NEUTRA “

As soluções em que

[H ] > [OH ]

terão características

ÁCIDAS

+ –

10 mol/L<

[ H ]

[OH ]

+

–

>

– 7

10 mol/L– 7

nestas soluções teremos

As soluções em que

[H ] < [OH ]

terão características

BÁSICAS

+ –

10 mol/L>

[ H ]

[OH ]

+

–

<

– 7

10 mol/L– 7

nestas soluções teremos

01) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos citados tem(em) caráter ácido apenas:

Líquido [H+] [OH – 1]

Leite 10 – 7 10 – 7

Água do mar 10 – 8 10 – 6

Coca-cola 10 – 3 10 – 11

Café preparado 10 – 5 10 – 9

Lágrima 10 – 7 10 – 7

Água de lavadeira 10 – 12 10 – 2

a) o leite e a lágrima.b) a água de lavadeira.c) o café preparado e a coca-cola.d) a água do mar e a água de lavadeira.e) a coca-cola.

02) (Covest-90) O leite azeda pela transformação da lactose em ácido lático, por ação bacteriana. Conseqüentemente apresenta ...

I) aumento da concentração dos íons hidrogênio.II) aumento da concentração dos íons oxidrilas.III) diminuição da concentração dos íons hidrogênios.IV) diminuição da concentração dos íons oxidrilas.

Assinale o item a seguir que melhor representa o processo.

a) I e III.b) II e IV.c) I e II.d) II.e) I e IV.

03) Misturando-se 100 mL de suco de laranja, cuja [H +] = 0,6 mol/L, com

200 mL de suco de laranja, cuja [H +] = 0,3 mol/L, não se obtém:

a) uma solução onde [H +] = 0,4 mol/L.

b) uma solução completamente neutra.

c) uma solução de acidez intermediária.

d) uma solução menos ácida do que a de [H +] = 0,6 mol/L.

e) uma solução mais ácida do que a de [H +] = 0,3 mol/L.

V1 = 100 mL

[H ]1 = 0,6 mol/L+

V2 = 200 mL

[H ]2 = 0,3 mol/L+

Vf = 300 mL

[H ]f = ? mol/L+

Vf x [H ]f = V1 x [H ]1 + V2 x [H ]2 + + +

300 x [H ]f = 100 x 0,6 + 200 x 0,3+

300 x [H ]f = 60 + 60+

[H ]f = 120 : 300+ [H ]f = 0,4 mol/L+

04) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos citados tem(êm) caráter ácido apenas:

Líquido

Leite

Água do mar

Coca-cola

Café preparado

Lágrima

Água de lavadeira

10 – 7

10 – 7

10 – 8

10 – 3

10 – 5

10 – 12

[ H ] [ OH ] + –

10 – 7

10 – 7

10 – 6

10 – 11

10 – 9

10 – 2

a) O leite e a lágrima.b) A água de lavadeira.c) O café preparado e a coca-cola.d) A água do mar e a água de lavadeira.e) A coca-cola.

Como os valores das concentrações

hidrogeniônica e oxidriliônica são pequenos,

é comum representá-las na forma de logaritmos e,

surgiram os conceitos de

pH e pOH

pHpOH

==

– log [ H ]– log [ OH ]

+–

Na temperatura de 25°C

Em soluções neutras

pH = pOH = 7

Em soluções ácidas

pH < 7 e pOH > 7

Em soluções básicas

pH > 7 e pOH < 7

Podemos demonstrarque, a 25°C,

e em uma mesma solução

pH + pOH = 14

01) A concentração dos íons H de uma solução é igual a 0,0001. O pH desta solução é:

a) 1.

b) 2.

c) 4.

d) 10.

e) 14.

pH = – log [ H ]+

+

[ H ] += 0,0001 mol/L10 mol/L– 4

– log 10 – 4pH =

pH = – ( – 4) x log 10

pH = 4 x 1 pH = 4

02) A concentração hidrogeniônica de uma solução é de

3,45 x 10 íons – g/L. O pH desta solução vale:– 11

Dado: log 3,45 = 0,54

a) 11.

b) 3.

c) 3,54.

d) 5,4.

e) 10,46.

[ H ] = 3,45 x 10 + – 11

pH = – log [H ]+

pH = – log (3,45 x 10 )– 11

pH = – [log 3,45 + log 10 ]– 11

pH = – [ 0,54 – 11 ]

pH = 11 – 0,54

pH = 10,46

03) Considere os sistemas numerados (25°C)

pH = 6,0Saliva5

pH = 8,5Sal de frutas4

pH = 8,0Clara de ovos3

pH = 6,8Leite2

pH = 3,0Vinagre1

A respeito desses sistemas, NÃO podemos afirmar:

a) São de caráter básico os sistemas 3 e 4.

b) O de maior acidez é o número 1.

c) O de número 5 é mais ácido que o de número 2.

d) O de número 1 é duas vezes mais ácido que o de número 5.e) O de menor acidez é o sal de frutas.

1 tem pH = 3 [ H ] + = 10 – 3=

10 – 6

10 – 310 3

o 1 é 1000 vezesmais ácido do que 5, então é FALSO

5 tem pH = 6 [ H ] + = 10 – 6

04) (UPE-2004 - Q1) Na tabela, há alguns sistemas aquosos com os respectivos valores aproximados de pH, a 25°C.

pH = 3,0vinagresaliva

limpa - fornopH = 8,0pH = 13,0pH = 9,0

pH = 1,0

água do mar

suco gástricoConsiderando os sistemas aquosos da tabela, é correto afirmar que:

a) O vinagre é três vezes mais ácido que o suco gástrico.

pH = 3,0vinagre

pH = 1,0suco gástrico

[ H ] = 10 M+

– 3

[ H ] = 10 M+

– 1

= 10

– 2

é 100 vezes menor

b) No vinagre, a concentração de íons H3O é cem mil vezes maior que a da saliva.

+

pH = 3,0vinagre

pH = 8,0saliva

[ H ] = 10 M+

– 3

[ H ] = 10 M+

– 8

= 10

5

é 100000 vezes maior

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

oxidrila por litro.e) O suco gástrico constitui um sistema aquoso fracamente ácido.

05) (Covest-2003) As características ácidas e básicas de soluções aquosas são importantes para outras áreas além da “Química”, como, por exemplo, a Saúde Pública, a Biologia, a Ecologia, e Materiais. Estas características das soluções aquosas são quantificadas pelo pH, cuja escala é definida em termos da constante de ionização da água (Kw) a

uma dada temperatura. Por exemplo, a 25C a constante de ionização da água é 10–14 e a 63 C é 10–13. Sobre o pH de soluções aquosas a 63C julgue os itens abaixo:

pH + pOH = 13. 0 0Água pura (neutra) apresenta pH igual a 6,5. 1 1

Água pura (neutra) apresenta pH igual a 7,0. 2 2

Uma solução com pH igual a 6,7 é ácida. 3 3

4 4 A concentração de íons hidroxila na água pura (neutra) éigual 10–7 mol/L.

0 6,5 13ácida

neutra

básica63ºCKw = 10 – 13

06)(Covest – 2004) Sabendo-se que, a 25°C, o cafezinho tem pH = 5,0, o suco de tomate apresenta pH = 4,2, a água sanitária pH = 11,5 e o leite, pH = 6,4, pode-se afirmar que, nesta temperatura:

a) o cafezinho e a água sanitária apresentam propriedades básicas.

b) o cafezinho e o leite apresentam propriedades básicas.

c) a água sanitária apresenta propriedades básicas.

d) o suco de tomate e a água sanitária apresentam propriedades

ácidas.

e) apenas o suco de tomate apresenta propriedades ácidas.

0 7,0 14ácida

neutra

básica25ºC

Kw = 10 – 14

Cafezinho: pH = 5,0 Propriedades ácidas

Suco de tomate: pH = 4,2 Propriedades ácidas

Água sanitária: pH = 11,5 Propriedades básicas

Leite: pH = 6,4 Propriedades ácidas

07)(Covest – 2007) O pH de fluidos em partes distintas do corpo humano tem valores diferentes, apropriados para cada tipo de função que o fluido exerce no organismo. O pH da saliva é de 6,5; o do sangue é 7,5 e, no estômago, o pH está na faixa de 1,6 a 1,8. O esmalte dos dentes é formado, principalmente por um mineral de composição Ca10(PO4)6(OH)2. Após as refeições, ocorre diminuição do pH bucal. O pH do sangue é mantido aproximadamente constante pelo seguinte equilíbrio químico, envolvendo o íon bicarbonato:

H CO HCO2 3+ -

( aq ) 3( aq )H + ( aq )

Com base nestas informações avalie as seguintes proposições:

A concentração de íons H+ é maior na saliva que no sangue. 0 01 12 2

3 34 4

A concentração de H+ no estômago é maior que 10 – 2 mol/L. Um aumento na acidez da saliva pode resultar em ataque ao esmalte dos dentes. O bicarbonato pode ser usado para elevar o pH do estômago. A adição de uma base em um meio contendo acido carbônico, íonsHidrogênio e bicarbonato causará deslocamento do equilíbrio mostrado no enunciado da questão no sentido da formação dosreagentes.

08) (Fuvest – SP) À temperatura ambiente, o pH de um certo refrigerante, saturado com gás carbônico, quando em garrafa fechada, vale 4. Ao abrir-se a garrafa, ocorre escape de gás carbônico. Qual deve ser o valor do pH do refrigerante depois de a garrafa ser aberta?a) pH = 4.

b) 0 < pH < 4.

c) 4 < pH < 7.

d) pH = 7.

e) 7 < pH < 14.

É o processo em que a água reage com

o cátion ou o ânion de um sal

Este processo é reversível,

devendo ser analisado seguindo os

princípios do equilíbrio químico

HIDRÓLISE SALINA

Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fracos.

Os casos fundamentais são:

Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca.

Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte.

Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fortes.

HIDRÓLISE DE UM SAL DE

ÁCIDO FORTE E BASE FRACA

água

NH4NO3

solução ácidapH < 7

O que ocorreu na preparação da solução?

NH4NO3 (aq) + HOH (l) NH4OH (aq) + HNO3 (aq)

O HNO3, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado.

HNO3 (aq) H (aq) + NO3 (aq)+ –

O NH4OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não dissociada.

NH4OH (aq) NH4OH (aq)

Assim, teremos:

NH4 + NO3 + H2O NH4OH + H + NO3+ – + –

Isto é:

NH4 + H2O NH4OH + H+ +


ÁCIDO FRACO E BASE FORTE

água

KCNsolução básica

pH > 7


KCN (aq) + HOH (l) KOH (aq) + HCN (aq)

O KOH, é uma base forte, e se encontra totalmente dissociada.

KOH (aq) K (aq) + OH (aq)+ –

O HCN, por ser um ácido fraco, encontra-se praticamente não ionizado.

HCN (aq) HCN(aq)

Assim, teremos:

K + CN + H2O K + OH + HCN+ – + –

Isto é:

CN + H2O HCN + OH– –


ÁCIDO FRACO E BASE FRACA

água

NH4CNsolução final

pH > 7 ou pH < 7


NH4CN (aq) + HOH (l) NH4OH (aq) + HCN (aq)

O NH4OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não dissociada.

O HCN, por ser um ácido fraco, encontra-se praticamente não ionizado.

A solução final pode ser ligeiramente ácida ou ligeiramente básica; isto

depende da constante (Ka e Kb) de ambos

Neste caso:

Ka = 4,9 x 10 – 10 e Kb = 1,8 x 10 – 5, isto é, Kb é maior que Ka; então a

solução será ligeiramente básica


ÁCIDO FORTE E BASE FORTE

água

NaClsolução final

é neutrapH = 7


NaCl (aq) + HOH (l) NaOH (aq) + HCl (aq)

O NaOH, é uma base forte, e se encontra totalmente dissociada.

NaOH (aq) Na (aq) + OH (aq)+ –

O HCl, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado.

HCl (aq) H (aq) + Cl (aq)+ –

Assim, teremos:

Na + Cl + H2O Na + Cl + OH + H + – +–+ –

Isto é:

H2O H + OH + – não ocorreu HIDRÓLISE

01) Solução aquosa ácida é obtida quando se dissolve em água o sal:

a) NaHCO3.

b) Na2SO4.

c) K2CO3.

d) LiCl.

e) NH4Cl

02) O pH resultante da solução do nitrato de lítio (LiNO3) em água

será:

a) igual a 3,0.

b) igual a 12,0.

c) maior que 7,0.

d) igual ao pH da água.

e) menor que 7,0.

03) (UFPE) O azul de bromotimol é um indicador ácido – base, com faixa de viragem [6,0 – 7,6], que apresenta cor amarela em meio ácido e cor azul em meio básico. Considere os seguintes sistemas:

I. Água pura.II. CH3COOH 1,0 mol/L.

III. NH4Cl 1,0 mol/L.

Indique, na tabela que segue, a coluna contendo as cores desses sistemasdepois da adição de azul de bromotimol, respectivamente:

a) verde, amarela, azul.b) verde, azul, verde.c) verde, amarelo, verde.d) verde, amarela, amarelo.e) azul, amarelo, azul.

04) Um sal formado por base forte e ácido fraco hidrolisa ao se dissolver em água, produzindo uma solução básica. Esta é uma característica do:

a) Na2S.

b) NaCl.

c) (NH4)2SO4.

d) KNO3.

e) NH4Br.

É a expressão que exprime o equilíbrio das

reações de hidrólise.

Para a reação NH4 + H2O NH4OH + H+ +

A expressão da constante de hidrólise é:

Kh =[ NH4OH ] [ H ]+

[ NH4 ]+

Podemos relacionar a constante de hidrólise (Kh),

com a constante de ionização da água e as constantes de ionização e

dissociação dos ácidos e das bases pelas expressões:

Para a hidrólise do cátion, isto é, para sais formados

por ácido forte e base fraca, usamos a relação:

KK

K h = w

b

Para a hidrólise do ânion, isto é, para sais formados

por ácido fraco e base forte, usamos a relação K

K

K h = w

a

Ocorrendo a hidrólise do cátion e do ânion, para sais formados

por ácido fraco e base fraca, a relação será:

KK

K K h = w

b a x

01) (UFPI) Uma solução aquosa de cloreto de amônio 0,2 mol/L apresenta um grau de hidrólise igual a 0,5%. Determine o [H+], [OH –], pH, pOH e Kh para essa solução e o Kb para o NH4OH.

Dado: Kw = 10 – 14, a 25°C.O NH4Cl é proveniente do HCl (ácido forte) e do NH4OH (base fraca), então ocorre a hidrólise do cátion NH4

+, então:

início

reage e produz

equilíbrio

0,2

0,2 mol/L

0,0constante

constante

0,0

NH4 + H2O NH4OH + H+ +

Reage e produz: 0,2 x 0,005 = 0,001 = 10 – 3

10 – 3 10 – 3 10 – 3

10 – 3 10 – 3

Kh = +

pH = - log 10 – 3 pH = 3

[H ] = 10 mol/L + – 3 [OH ] = 10 mol/L – 11–

e pOH = 11

[NH4 ]+

[NH4OH] [H ]= 5 x 10

2 x 10– 610 – 3

– 1

10 X– 3

Kh = Kw

Kb = 2 x 10

5 x 10 = – 6 10 – 14

– 9

Kb

Vamos considerar um sistema contendo uma solução saturada com corpo de fundo de sulfeto ferroso (FeS).

Teremos dois processos ocorrendo:

vd vp

FeS (s) Fe (aq) + S (aq)2 –2+

No equilíbrio a velocidade de dissolução (vd) é igual à velocidade de precipitação (vp).

Então teremos que: Kc =[ Fe ] [S ]2–2+

[FeS]= [ Fe ] [S ]2–2+Kc x [FeS]

KS

produto desolubilidade

KS

Conhecendo-se a solubilidade do sal, podemos determinar o Kps.

KS = [ Ag ] [SO4 ]

–22 x 10 mol/L

01) (Fuvest – SP) Em determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata (Ag2SO4) em água é de 2,0 x 10 – 2 mol/L. Qual o valor do produto de solubilidade (Kps ) desse sal, à mesma temperatura?

Ag2SO4 2 Ag + SO4

–22 x 10 mol/L–24 x 10 mol/L

+ –2

–2+ 2

KS = (4 x 10 ) x 2 x 10–2 2 –2

KS = 16 x 10 x 2 x 10–4 –2

KS = 32 x 10 –6

KS = 3,2 x 10 –5

02) O carbonato de bário, BaCO3, tem Ks = 1,6 x 10 – 9, sob 25°C. A solubilidade desse sal, em mol/L, será igual a:

a) 4 x 10 – 5.b) 16 x 10 – 5.c) 8 x 10 – 10.d) 4 x 10 – 10.e) 32 x 10 – 20.

S

Ks

BaCO3 Ba + CO3+2 –2

S

S

=

[Ba ]

+2 [CO3 ]

–21,6 x 10 – 9x

S

S

S = 1,6 x 10

–92

S = 16 x 10

–10

S = 4 x 10

–5

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