Teoria equilibrio

EQUILÍBRIO QUÍMICO

REAÇÃO REVERSÍVEL Reação reversível é aquela que ocorre

simultaneamente nos dois sentidos.

A + B C + D1

2 sentido 1 = reação direta sentido 2 = reação inversa ou reversa

CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO Considerando a reação reversível:

A + B C + D1

2 À medida que ocorre a reação direta, as

concentrações molares de A e de B diminuem (A e B 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 velocidade da reação inversa aumenta.

v1 = k1.[A].[B] v2 = k2.[C].[D]

diminui porque

aumenta porque

estas concentrações vão diminuindo

estas concentrações vão aumentando

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.

Graficamente, tem-se:

Velocidade

v1

v2

t0 Tempo

t = tempo no qual o equilíbrio é atingido

v1 = v2

A partir do instante em que o sistema atinge o estado

de equilíbrio químico, tem-se a impressão que a reação cessou, pois não ocorre mais nenhuma modificação observável. No entanto, as reações direta e inversa continuam a ocorrer com velocidades iguais. Isto faz

com que, ao ser atingido o equilíbrio, as concentrações molares das substâncias participantes permaneçam constantes; cada transformação de moléculas reagentes em produtos é compensada por uma transformação de moléculas produtos em reagentes.

A variação das concentrações molares dos

reagentes e produtos, dependendo das condições em que se estabeleça o equilíbrio, pode ser representada por um dos seguintes diagramas:

concentração molar [A] e/ou [B] [C] e/ou [D] t tempo [A] e/ou [B] > [C] e/ou [D] concentração molar [C] e/ou [D] [A] e/ou [B] t tempo [A] e/ou [B] < [C] e/ou [D] concentração molar [A] e/ou [B] = [C] e/ou [D] t tempo [A] e/ou [B] = [C] e/ou [D] Em qualquer condição que se estabeleça, o

equilíbrio químico será caracterizado por: • ocorrer em um sistema fechado ou que se

comporte como tal; • apresentar reagentes e produtos, pois a reação não

se processa totalmente; • apresentar velocidades iguais para as reações

direta e inversa; • apresentar constância das concentrações molares

das substâncias participantes.

CONSTANTES DE EQUILÍBRIO Qualquer equilíbrio químico é caracterizado por uma

constante de equilíbrio, a qual é obtida através da lei do equilíbrio que diz:

"O produto das concentrações molares dos produtos da reação dividido pelo produto das concentrações molares dos reagentes, estando cada concentração elevada a um expoente igual ao seu coeficiente na equação química considerada, é constante."

Esta constante de equilíbrio é representada por Kc e

é denominada de constante de equilíbrio em função das concentrações molares.

Considerando a reação reversível:

x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g)

1

2

pela aplicação da lei do equilíbrio, obtém-se:

yx

tw

B.A

D.CKc

A constante de equilíbrio é característica de cada

reação química e seu valor depende somente da temperatura.

Para qualquer reação tem-se que, quanto maior o

valor de Kc, maior será o rendimento ou a extensão da reação, isto é, a concentração dos produtos presentes 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 de produtos.

Exemplos:

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kc = [N2] . [H2]

3

[NH3]2

2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Kc = [SO2]

2 . [O2]

[SO3]2

• Constante de equilíbrio em função das pressões parciais (Kp)

Quando um equilíbrio envolver gases, a constante de

equilíbrio poderá ser determinada através das pressões parciais desses gases. Neste caso, a constante de equilíbrio é representada por Kp e é denominada de constante de equilíbrio em função das pressões parciais.

A expressão da constante de equilíbrio em função

das pressões parciais (Kp) é obtida da mesma maneira que o foi a constante de equilíbrio em função das concentrações (Kc).

Assim, para o equilíbrio:

x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g)

1

2

tem-se:

yx

tw

pB.pA

pD.pCKp

onde p corresponde à pressão parcial do gás considerado, após atingido o equilíbrio.

Exemplos:

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kp = (pN2) . (pH2)

3

(pNH3)2

2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Kp = (pSO2)

2 . (pO2)

(pSO3)2

Atenção ! • Nos equilíbrios em que existirem partici-pantes sólidos, estes não devem ser representados na expressão da constante de equilíbrio em função das concentrações molares (Kc), pois suas concentrações são sempre constantes. • Na expressão de Kp só devem ser representados os componentes gasosos.

Observe as expressões de Kc e Kp para os

equilíbrios a seguir:

2 CO(g) + O2(g) ⇄ 2 CO2(g)

)(pO.(pCO)

)(pCOKp

][O.[CO]

][COKc

22

22

22

22

C(s) + O2(g) ⇄ CO2(g)

)(pO

)(pCOKp

][O

][COKc

2

2

2

2

Zn(s) + 2 HCl(aq) ⇄ ZnCl2(aq) + H2(g)

)(pHKp[HCl]

}[H.][ZnClKc 22

22

• Relação entre Kc e Kp

Para o equilíbrio:

x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g)

1

2

tem-se: Kp = Kc . (RT)n onde

Kp = constante de equilíbrio em função das pressões parciais;

Kc = constante de equilíbrio em função das concentrações molares;

R = constante universal dos gases perfeitos; T = temperatura Kelvin do equilíbrio;

n = variação do n.º de mols = (w + t) (x + y) Exemplos:

H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g)

n = 2 - (1 + 1) = 0

n = 0 Kp = Kc.(RT)0 Kp = Kc

N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g)

n = 2 - (1 + 3) = -2

n = -2 Kp = Kc.(RT)-2

2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g)

n = (2 + 1) - 2 = 1

n = 1 Kp = Kc.(RT)1

GRAU DE EQUILÍBRIO ()

Grau de equilíbrio () de uma reação, em relação a um determinado reagente, é o quociente entre o número de mols desse reagente que realmente reagiu até o equilíbrio e o número de mols inicial desse mesmo reagente.

inicialmolsn.º

equilíbrioo atéreagiramquemolsn.º

Exemplo:

No interior de um reator previamente evacuado, colocou-se 10 mols de SO3(g).

Após o estabelecimento do equilíbrio:

2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g) observou-se que existiam 3,5 mols de SO3(g) em equilíbrio com SO2(g) e O2(g).

Calcule o grau de equilíbrio () da reação.

Resolução:

• N.º mols de SO3(g) que reagem até o equilíbrio:

n reagem = n inicial - n equilíbrio = 10 - 3,5 = 6,5

• Grau de equilíbrio ():

10

6,5

n

nα

inicial

reagem0,65 ou 65%

CÁLCULOS DE EQUILÍBRIO Exemplo 1:

No sistema em equilíbrio N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g), as pressões parciais de cada gás são: pN2 = 0,4 atm; pH2 = 1,0 atm e pNH3 = 0,2 atm. Calcular as constantes Kp e Kc para esse equilíbrio, a 27°C. (Dado: R = 0,082 atm.L/K.mol)

Resolução: • Cálculo de Kp:

Sendo fornecidas as pressões parciais dos gases no equilíbrio, efetua-se o cálculo aplicando a lei do equilíbrio.

3

2

3

22

2

3

1,0.0,4

0,2

pH.pN

pNHKp 0,1

• Cálculo de Kc: ∆n = 2 – (1 + 3) = -2

Kp = Kc . (RT)∆n

0,1 = Kc . (0,082 . 300)-2

Kc = 60,5 Exemplo 2: 2 mols de H2 e 1,5 mol de I2 foram colocados num

balão de 10 litros.

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.

Resolução:

Transformando os números de mol fornecidos em concentrações molares, tem-se:

• Cálculo das concentrações molares.

Concentração molar inicial do H2:

♏=litros10

mol2

V

n = 0,2 mol/L

Concentração molar inicial do I2:

♏=litros10

mol1,5

V

n = 0,15 mol/L

Concentração molar, no equilíbrio do HI:

♏=litros10

mol2

V

n = 0,2 mol/L

• Cálculo da constante de equilíbrio Kc.

Com base nos dados, se constrói uma tabela que irá auxiliar na dedução das concentrações molares, no equilíbrio, de todas as espécies participantes.

H2 + I2 ⇄ 2 HI

Início 0,2 0,15 0

reação

equilíbrio 0,2

Se, no início, a concentração do HI era nula e no equilíbrio há 0,2 mol/L, conclui-se que esta substância foi formada na reação. Observando a proporção dada 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 mol/L de I2. Colocando estas concentrações na linha reação, tem-se:

H2 + I2 ⇄ 2 HI

Início 0,2 0,15 0

reação −0,1 −0,1 +0,2

equilíbrio 0,1 0,05 0,2

Na linha do equilíbrio estão as concentrações molares necessárias para o cálculo de Kc.

Substituindo estes valores na expressão matemática de Kc, tem-se:

5)(0,1).(0,0

(0,2)

]].[I[H

[HI]Kc

2

22

2

8

Exemplo 3: Aqueceram-se dois mols de pentacloreto de fósforo

num recipiente fechado com capacidade de 2 litros. Atingido o equilíbrio, o pentacloreto de fósforo se encontra 40% dissociado em tricloreto de fósforo e cloro. Calcular a constante de equilíbrio Kc do sistema.

Resolução:

• Cálculo da concentração molar inicial do PCℓ5.

♏=litros2

mol2

V

n = 1 mol/L

Com base nos dados, se constrói uma tabela que irá auxiliar na dedução das concentrações molares, no equilíbrio, de todas as espécies participantes.

PCℓ5 ⇄ PCℓ3 + Cℓ2

Início 1 0 0

reação

equilíbrio

No início, as concentrações de são nulas.

O enunciado da questão diz que 40% de PCℓ5 se dissocia (é consumido). Isto corresponde a 0,4 mol/L. Portanto, na linha reação,coloca-se esse valor e, observando a proporção dada pelos coeficientes da equação (1:1:1), se deduz as concentrações de PCℓ3 e de Cℓ2 que se formam até o equilíbrio ser atingido.

PCℓ5 ⇄ PCℓ3 + Cℓ2

Início 1 0 0

reação −0,4 +0,4 +0,4

equilíbrio 0,6 0,4 0,4

Na linha do equilíbrio estão as concentrações molares necessárias para o cálculo de Kc.

Substituindo estes valores na expressão matemática de Kc, tem-se:

0,6

0,4.0,4

][PC

]].[C[PCKc

5

23

0,27

DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO O estado de equilíbrio de uma reação pode sofrer

modificações em função dos fatores de equilíbrio a que está submetido o sistema. Os fatores que provocam essa alteração são a concentração dos participantes, a pressão e a temperatura.

O efeito provocado pela alteração de qualquer um

dos fatores de equilíbrio é regido pelo Princípio de Le Chatelier, que estabelece:

“Quando se exerce uma ação num sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido da reação que neutraliza essa ação”.

Baseado neste princípio é possível prever os efeitos

de ações impostas a um sistema em equilíbrio.

• Influência da concentração dos participantes

Regra geral:

desloca o equilíbrio adição de uma no sentido que irá substância consumi-la

(lado oposto)

desloca o equilíbrio retirada de uma no sentido que irá substância refazê-la (mesmo lado) Supondo a reação em equilíbrio:

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

A adição de uma certa quantidade de N2(g) ao reator que contém o equilíbrio, aumentará a concentração desta substância e isto provocará um deslocamento deste equilíbrio para a direita (lado oposto daquele onde

se encontra o N2(g), ou seja, no sentido da reação que consome o N2(g)).

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

A retirada de uma certa quantidade de N2(g) do reator que contém o equilíbrio, diminuirá a concentração desta substância e isto provocará um deslocamento deste equilíbrio para a esquerda (mesmo lado em que se encontra o N2(g), ou seja, no sentido da reação que refaz o N2(g)).

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) • Influência da pressão

Regra geral: aumento desloca o equilíbrio da no sentido de pressão menor volume

diminuição desloca o equilíbrio da no sentido de pressão maior volume Supondo a reação em equilíbrio:

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

1 volume 2 volumes3 volumes

4 volumes 2 volumes

Observe que os coeficientes dos gases da equação

balanceada nos fornecem a relação em volume entre esses gases.

Se a pressão sobre este equilíbrio for aumentada, ocorrerá deslocamento para a direita (sentido de menor volume).

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

Se a pressão sobre este equilíbrio for diminuída,

ocorrerá deslocamento para a esquerda (sentido de maior volume).

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

Observação:

Quando o volume total do sistema permanecer

constante, a variação da pressão não afetará o estado de equilíbrio desse sistema.

No equilíbrio:

1 H2(g) + 1 I2(g) 2 HI(g)

2 volumes 2 volumes

não ocorre variação de volume. Neste caso, a pressão não afetará o estado de equilíbrio da reação.

• Influência da temperatura

Regra geral:

aumento da desloca o equilíbrio no temperatura sentido endotérmico diminuição da desloca o equilíbrio no temperatura sentido exotérmico

Supondo a reação em equilíbrio:

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H = -92 kJ

A H que acompanha a equação está associada à reação direta.

Portanto, a reação direta é exotérmica e a inversa é endotérmica.

exot.

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

Se a temperatura do sistema for aumentada, o equilíbrio se deslocará para a esquerda (sentido endotérmico).

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

Se a temperatura do sistema for diminuída, o equilíbrio se deslocará para a direita (sentido exotérmico).

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

EXERCÍCIOS DE SALA

01. (UFPB) Numa reação química, o equilíbrio é observado quando: a) O número de mols dos reagentes é igual ao

número de mols dos produtos. b) A temperatura do sistema reacional fica

constante. c) As velocidades das reações direta e inversa são

iguais. d) Os reagentes são totalmente consumidos. e) As reações direta e inversa ocorrem

simultaneamente. 02. (CEFET – PR) Com relação ao equilíbrio químico,

afirma-se: I. O equilíbrio químico só pode ser atingido em

sistemas fechados (onde não há troca de matéria com o meio ambiente).

II. Num equilíbrio químico, as propriedades macroscópicas do sistema (concentração,

densidade, massa e cor) permanecem constantes.

III. Num equilíbrio químico, as propriedades macroscópicas do sistema (colisões entre moléculas, formação de complexos ativados e transformações de uma substâncias em outras) permanecem em evolução, pois o equilíbrio é 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. e) I, II e III.

03. (PUC-PR) O gráfico relaciona o número de mols de

M e P à medida que a reação: mM + nN ⇄ pP + qQ se processa para o equilíbrio:

número de mols P M to t1 t2 tempo

De acordo com o gráfico, é correto afirmar: a) em t1, a reação alcançou o equilíbrio; b) no equilíbrio, a concentração de M é maior que

a concentração de P; c) em t2, a reação alcança o equilíbrio; 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

constantes de equilíbrio Kc e Kp dos seguintes equilíbrios em fase gasosa.

a) H2 + I2 ⇄ 2 HI

b) 2 H2 + S2 ⇄ 2 H2S

c) 2 N2H4 + 2 NO2 ⇄ 3 N2 + 4 H2O

05. (UFPE) Considere o sistema em equilíbrio:

2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g) Kc = 0,02 Qual a constante de equilíbrio da reação inversa nas mesma condições?

06. (UECE) a 1.200 oC, Kc é igual a 8 para a reação:

NO2(g) ⇄ NO(g) + ½ O2(g).

Calcule Kc para: 2 NO2(g) ⇄ 2 NO(g) + O2(g).

07. Calcule a constante de equilíbrio Kc para a reação

2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(g) sabendo que, nas condições de temperatura e pressão em que se encontra o sistema, existem as seguintes concentrações dos compostos no equilíbrio: [SO3] = 0,1 mol/L; [O2] = 1,5 mol/L e [SO2] = 1,0 mol/L.

08. O pentacloreto de fósforo é um reagente muito

importante em Química Orgânica. Ele é preparado em fase gasosa através da reação:

PCℓ3(g) + Cℓ2(g) ⇄ PCℓ5(g). Um frasco de 3,00 L contém as seguintes quantidades em equilíbrio, a 200

oC: 0,120 mol de

PCℓ5; 0,600 mol de PCℓ3 e 0,0120 mol de Cℓ2. Calcule o valor da constante de equilíbrio, em (mol/L)

-1, a essa temperatura.

09. Um equilíbrio envolvido na formação da chuva

ácida está representado pela equação:

2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(g). Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6 mols de SO2 e 5 mols de O2. Depois de algum tempo, o sistema atingiu o equilíbrio; o número de mols de SO3 medido foi 4. Calcule a constante de equilíbrio Kc dessa reação.

10. Um método proposto para coletar energia solar

consiste na utilização dessa energia para aquecer, a 800

oC, trióxido de enxofre, SO3, ocasionando a

reação: 2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g). Os compostos SO2(g) e O2(g), assim produzidos, são introduzidos 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 dissociação nessa temperatura, marque o valor correto de Kc. a) 1,1 b) 1,5 c) 3,4 d) 6,7 e) 9,0

11. (VUNESP) O hidrogênio pode ser obtido do

metano, de acordo com a equação química em equilíbrio:

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

de H2O(g) são ambas iguais a 0,40 atm e a pressão parcial de H2(g) é de 0,30 atm. a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio. b) Calcule a pressão parcial de CO(g) no equilíbrio.

12. (PUC – SP) No equilíbrio N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) verifica-se que Kc = 2,4 x 10

-3 (mol/L)

-2 a 727

oC.

Qual o valor de Kp, nas mesmas condições físicas? (R = 8,2 x 10

-2 atm.L.K

-1.mol

-1).

13. Qual o efeito produzido sobre o equilíbrio

2 NO(g) + O2(g) ⇄ 2 NO2(g) H < 0 quando se provoca: a) aumento da concentração de NO? b) diminuição da concentração de O2? c) diminuição da concentração de NO2? d) diminuição da pressão total? e) aumento da temperatura?

14. (UFRJ) A reação de síntese do metanol a partir do

monóxido de carbono e hidrogênio é:

CO(g) + 2 H2(g) ⇄ CH3OH(g)

Admita que a entalpia padrão (Ho) dessa reação

seja constante e igual a −90 kJ.mol-1

de metanol formado e que a mistura reacional tenha comportamente de gás ideal. A partir de um sistema inicialmente em equilíbrio, explique como aumentos independentes de temperatura e pressão afetam o equilíbrio dessa reação. _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

15. (VUNESP) Em uma das etapas da fabricação do

ácido sulfúrico ocorre a reação

SO2(g) + ½ O2(g) ⇄ SO3(g). Sabendo-se que as constantes de equilíbrio da reação diminuem com o aumento da temperatura, e que o processo de fabricação do ácido sulfúrico ocorre em recipiente fechado, conclui-se que a reação acima: a) é favorecida pelo aumento do volume do

recipiente.

b) é desfavorecida pelo aumento da pressão total exercida sobre o sistema.

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 catalisador.

e) é exotérmica.

TESTES DE VESTIBULARES

01. (UFRGS) Uma reação química atinge o equilíbrio quando: 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. e) a razão entre as concentrações dos reagente e

produtos é unitária. 02. (ACAFE-SC) Dado o sistema

N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3, a constante de equilíbrio é:

a) Kc = b) Kc =

c) Kc = d) Kc =

e) Kc =

[N2] . [H2]

[2 NH3]

[N2] . [3 H2]

[NH3]

[NH3][NH3]

[NH3]

[N2] . [H2][N2] . [H2]

[N2] . [H2]2

2

2

3

3

3

03. (UFMG) Considere a reação hipotética

A + B C + D v1

v2 Considere também o gráfico da velocidade em

função do tempo dessa reação. Velocidade v1 v2 0 x y Tempo

Com base nessas informações, todas as afirmativas

estão corretas, exceto: a) no instante inicial, a velocidade v1 é máxima.

b) no instante inicial, as concentrações de C e D são nulas.

c) no instante x, as concentrações dos reagentes e produtos são as mesmas.

d) no instante x, a velocidade v2 é máxima. e) no instante x, as concentrações de A e B são as

mesmas que no instante y.

04. (PUC-PR) Atingido o equilíbrio químico na reação:

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

medimos os valores das constantes de equilíbrio, em

função das concentrações molares (Kc) e em função das pressões parciais (Kp). Em conseqüência, teremos:

a) sempre Kc = Kp; b) sempre Kc > Kp; c) sempre Kc < Kp;

d) Kc Kp, dependendo da temperatura;

e) Kc Kp, dependendo da temperatura.

05. (PUCCAMP-SP) Indique o único sistema, em equilíbrio, cujo valor de constante, em pressões parciais, é o mesmo do medido em mols/litro:

a) 2 NH3(g) ⇄ N2(g) + 3 H2(g)

b) C(s) + H2O(g) ⇄ CO(g) + H2(g)

c) CO(g) + Cl2(g) ⇄ COCl2(g)

d) CO(g) + H2O(g) ⇄ CO2(g) + H2(g)

e) PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g) 06. (CESGRANRIO-RJ) Assinale, entre as opções

abaixo, a razão Kp/Kc relativa à reação

2 NaHCO3(s) ⇄ Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) a) 1 b) RT c) (RT)

-2

d) (RT)2

e) (RT)3

07. (VUNESP-SP) Estudou-se a cinética da reação

S(s) + O2(g) SO2(g) realizada a partir de enxofre e oxigênio em um

sistema fechado. Assim, as curvas I, II e III do gráfico representam as variações das concentrações dos componentes com o tempo desde o momento da mistura até o sistema atingir o equilíbrio. Mol/L

III II I tempo

As variações das concentrações de S, de O2 e de

SO2 são representadas, respectivamente, pelas curvas:

a) I, II e III b) II, III e I c) III, I e II d) I, III e II e) III, II e I 8. (UFPR) Quais das informações abaixo podem ser

extraídas apenas pelo exame da equação

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

01) A reação somente se processará se os reagentes estiverem exatamente nas proporções dadas pela equação.

02) Para cada molécula de N2 consumida, são necessárias três moléculas de H2, produzindo duas moléculas de NH3.

04) Para cada mol de H2, é necessário 1/3 de mol de N2.

08) A reação é muito lenta e necessita de catalisador para ser acelerada.

16) Se a reação se processar em recipiente fechado e se, inicialmente, estiverem presentes um mol de N2 e três mols de H2, no final da reação teremos somente moléculas de amônia.

09. (UFRJ) 0,10 mol de H2 e 1,24 mol de HI foram

colocados em um balão de 10 litros no qual se fez previamente o vácuo e aquecidos a 425°C por algumas horas; depois de arrefecido, seu conteúdo foi analisado, tendo sido encontrados os seguintes valores:

H2 = 0,20 mol I2 = 0,10 mol HI = 1,04 mol A constante de equilíbrio do sistema, considerando a

reação H2 + I2 ⇄ 2 HI é: a) 0,54 b) 5,4 c) 54 d) 0,52 e) 5,2 10. (FUVEST-SP) O equilíbrio de dissociação do H2S

gasoso é representado pela equação

2 H2S(g) ⇄ 2 H2(g) + S2(g).

Em um recipiente de 2,0 dm3 estão em equilíbrio 1,0

mol de H2S, 0,20 mol de H2 e 0,80 mol de S2. Qual o valor da constante de equilíbrio Kc? a) 0,016 b) 0,032 c) 0,080 d) 12,5 e) 62,5 11. (UFPR) Temos representadas no gráfico as concen-

trações dos reagentes e produtos de uma reação do tipo

A + B ⇄ C + D ocorrendo no sentido à direita a partir do tempo zero.

Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes valores representados no gráfico.

.................................................

.................................................

.................................................2

4

6

8

10

Concentração (mol/L)

Tempo Calcular a constante de equilíbrio Kc da reação. 12. (PUC-SP) Um mol de H2 e um mol de Br2 são co-

locados em um recipiente de 10 L de capacidade, a

575°C. Atingindo-se o equilíbrio, a análise do sistema mostrou que 0,20 mol de HBr está presente. Calcule o valor de Kc, a 575°C, para a reação

H2(g) + Br2(g) ⇄ 2 HBr(g). 13. (FUVEST-SP) Na reação de esterificação

etanol(l) + ácido acético(l) ⇄ acetato de etila(l) + água(l)

quando se parte de 1 mol de cada um dos reagentes puros, o equilíbrio se estabelece formando 2/3 mol de éster. Calcule o valor da constante de equilíbrio Kc da reação.

14. (MED POUSO ALEGRE-MG) A constante de

equilíbrio Kc da reação A + B ⇄ C + D é igual a 9. Se 0,4 mol de A e 0,4 mol de B forem postos a

reagir, o número de mols de D formado é: a) 0,30 b) 0,60 c) 0,40 d) 0,36 e) 0,18 15. (UFSE) A 250°C, PCl5 se decompõe em PCℓ3 e Cℓ2.

Quando se estabelece o equilíbrio, [PCℓ5] =4.10-4

mol/L.

Qual o valor de [PCℓ3]? (Dados: a 250°C a constante de equilíbrio da reação

PCℓ5(g) ⇄ PCℓ3(g) + Cℓ2(g) vale 4.10-2

) a) 4.10

3 mol/L

b) 4.102 mol/L

c) 4.10-1

mol/L d) 4.10

-2 mol/L

e) 4.10-3

mol/L

(CESCEM-SP) Para responder às questões 16 e 17, utilize os dados abaixo:

A reação A +B ⇄ C + D foi estudada em cinco temperaturas bem distintas. As constantes de equilíbrio encontradas estão relacionadas a seguir:

K1 = 1,00 x 10-2

à temperatura T1 K2 = 2,25 à temperatura T2 K3 = 1,00 à temperatura T3 K4 = 81,0 à temperatura T4 K5 = 4,00 x 10

-1 à temperatura T5

16. A que temperatura ocorrerá a maior transformação de A e B em C e D quando o equilíbrio for atingido?

a) T1 b) T2 c) T3 d) T4 e) T5 17. Se as concentrações de A e B fossem iguais, a que

temperatura todas as quatro substâncias estariam presentes no equilíbrio com concentrações iguais?

a) T1 b) T2 c) T3 d) T4 e) T5 18. (UFPA) Em um recipiente de 1 litro, colocou-se 1,0

mol de PCℓ5. Suponha o sistema

PCℓ5 ⇄ PCℓ3 + Cℓ2,

homogêneo e em temperatura tal que o PCℓ5 esteja 80% dissociado. A constante de equilíbrio para esse sistema é:

a) 0,48 mol/L b) 0,82 mol/L c) 1,65 mol/L d) 3,20 mol/L e) 6,40 mol/L 19. (FAAP-SP) Sob determinadas condições, um mol de

HI gasoso encontra-se 20% dissociado em H2 e I2, segundo a equação de reação:

2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g). O valor da constante de equilíbrio da reação (em

termos de concentrações) é, aproximadamente, igual a:

a) 1,25 . 10-1

b) 2,5 . 10

-1

c) 4 d) 80 e) 1,56 . 10

-2

20. (PUC-SP) Um mol da substância A2 é colocado num

recipiente de 1 litro de capacidade e, aquecido a 22°C, sofre a dissociação:

A2(g) ⇄ 2 A(g). Medindo-se a constante de dissociação térmica, nessa temperatura, encontrou-se o valor Kc = 4 mols/litro.

Conseqüentemente, o grau de dissociação térmica de A2, na temperatura da experiência, vale aproximadamente:

a) 20% b) 40% c) 60% d) 80% e) 100% 21. (USP-SP) Aumentando a pressão no sistema

gasoso

H2 + I2 ⇄ 2 HI a) o equilíbrio desloca-se no sentido da formação de

HI. b) o equilíbrio desloca-se no sentido da decom-

posição de HI. c) o equilíbrio não se altera. d) o valor da constante de equilíbrio aumenta. e) o valor da constante de equilíbrio diminui.

22. (PUC-PR) Consideremos o equilíbrio a 1000°C:

2 CO(g) + O2(g) ⇄ 2 CO2(g) H = -130 kcal Devemos esperar um aumento na quantidade de

monóxido de carbono quando: a) a temperatura aumentar e a pressão aumentar. b) a temperatura diminuir e a pressão diminuir. c) a temperatura diminuir e a pressão aumentar. d) a temperatura aumentar e a pressão diminuir.

e) somente com adição de catalisadores especiais. 23. (PUC-PR) Considere o sistema em equilíbrio:

N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) H = -22 kcal. A melhor maneira de aumentar o rendimento de NH3

é: a) aumentar a temperatura.

b) aumentar a pressão. c) juntar um catalisador. d) adicionar um gás inerte. e) aumentar o volume do reator. 24 (PUC-PR) Os seguintes fatores podem deslocar um

sistema em equilíbrio químico, exceto um: a) pressão total. b) temperatura. c) concentração de um participante da reação. d) catalisador. e) pressão parcial de um participante da reação.

25. (UFSC) Dada a reação:

2 NO2(g) ⇄ N2O4(g) H = -14,1 kcal, qual das alterações abaixo aumenta a concentração

molecular do produto? 01) Aumento da temperatura. 02) Aumento da concentração de NO2. 04) Diminuição da temperatura. 08) Diminuição da pressão. 16) Adição de um catalisador.

EQUILÍBRIO IÔNICO

Equilíbrio iônico é um caso particular de equilíbrio químico que envolve a participação de íons.

Exemplos:

• Ionização do HCN (ácido fraco)

HCN ⇄ H+ + CN

-

• Ionização do NH3 (base fraca)

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH

-

Um equilíbrio iônico é caracterizado através do grau

de ionização () e da constante de ionização(Ki).

GRAU DE IONIZAÇÃO OU DE DISSOCIAÇÃO

IÔNICA ()

inicialmolsn.º

ionizadosmolsn.ºα

CONSTANTE DE IONIZAÇÃO OU DE DISSOCIAÇÃO (Ki)

A constante de ionização ou de dissociação (Ki) é obtida pela aplicação da lei de velocidades ao equilíbrio iônico.

Para os ácidos, a constante de ionização é freqüen-

temente representada por Ka.

Exemplos:

• Ionização do ácido cianídrico:

HCN ⇄ H+ + CN

-

[HCN]

][CN.][HKa

• Ionização do ácido sulfídrico:

1.ª etapa: H2S ⇄ H+ + HS

-

S][H

][HS.][HKa

21

2.ª etapa: HS- ⇄ H

+ + S

2-

][HS

][S.][HKa

-

-2

2

Para as bases, a constante de ionização é freqüente-mente representada por Kb.

Exemplos:

• Ionização da amônia:

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH

-

O][H.][NH

][OH.][NHKi

23

4

A concentração molar da água é considerada

constante e, sendo assim, pode-se fazer:

][NH

][OH.][NHO][H.Ki

3

42

sendo Ki . [H2O] = Kb obtém-se:

][NH

][OH.][NHKb

3

4

Este exemplo mostra que a concentração molar da

água é omitida na expressão da constante de ionização.

Importante: a constante de ionização depende

apenas da temperatura.

LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD Relaciona constante de ionização (Ki), grau de

ionização () e concentração molar (♏).

Considerando a solução aquosa de um monoácido

HA de concentração molar ♏ mol/L e sendo o grau de

ionização desse ácido, tem-se:

HA ⇄ H+ + A

-

Início ♏ mol/L zero zero

Ionização ♏

mol/L

♏

mol/L

♏

mol/L

Equilíbrio

♏-♏ mol/L

ou

♏.(1 - ) mol/L

♏

mol/L

♏

mol/L

Efetuando o cálculo da constante de ionização (Ki),

tem-se:

[HA]

][A.][HKi

Ki =

Esta é a expressão matemática da Lei da Diluição de

Ostwald.

Para ácidos e bases fracos o valor de é muito

pequeno ( < 5%), podendo se admitir que (1 ) é, aproximadamente igual a 1. Assim:

Ki = ♏ . 2

Esta expressão nos mostra que, sendo Ki constante a dada temperatura, ao se diluir a solução de um ácido fraco ou de uma base fraca (diminuir a concentração

molar ♏), o valor de aumenta.

Portanto:

Quando se dilui um ácido ou base fracos, o

seu grau de ionização ou de dissociação () aumenta.

Este é o enunciado da Lei da Diluição de Ostwald. Através da expressão matemática da Lei da Diluição

de Ostwald, pode-se efetuar cálculos envolvendo Ki, e

♏.

Exemplo: O grau de ionização da amônia, NH3, em solução 1

mol/L, é 0,40% a 20°C. A constante de ionização da amônia, nesta temperatura é, aproximadamente, igual a:

a) 1,6 x 10-1

b) 4,0 x 10

-1

c) 1,0 x 10-3

d) 4,0 x 10

-3

e) 1,6 x 10-5

Resolução:

Dados: ♏ = 1 mol/L; % = 0,4% → = 4 . 10-3

Aplicando a expressão matemática da Lei da Diluição de Ostwald, tem-se:

Ki = ♏.2/(1-)

Como < 5%, pode-se admitir que (1 - ) = 1. Portanto:

Ki = 1 . (4 . 10-3

)2

Ki = 1,6 x 10-5

A alternativa “e” é a correta.

FORÇA DE ELETRÓLITOS A força de um eletrólito é determinada pelo seu grau

de ionização ou pela sua constante de ionização, sendo esta a grandeza mais segura, pois depende apenas da

temperatura, ao passo que aquela, além da temperatura, depende também da concentração da solução.

Como regra geral, pode-se estabelecer que:

força ou Ki força

Exemplos de constantes de ionização de ácidos, a 25°C:

Ác. clorídrico: HCl Ka muito alto

Ác. sulfúrico: H2SO4 Ka1 muito alta Ka2 = 1,9 x 10

-2

Ác. Sulfuroso: H2SO3 Ka1 = 1,7 x 10-2

Ka2 = 6,3 x 10

-8

Ác. fosfórico: H3PO4 Ka1 = 6,9 x 10-3

Ka2 = 6,2 x 10

-8

Ka3 = 4,7 x 10-13

Ác. acético: CH3COOH Ka = 1,8 x 10-5

Ác. cianídrico: HCN Ka = 5,0 x 10-10

Observações:

• Quanto maior a constante de ionização (Ka) de um ácido, maior a [H

+] e mais acentuadas serão as

propriedades ácidas da solução.

• Os poliácidos ionizam em tantas etapas quantos são os hidrogênios ionizáveis presentes em sua molécula, sendo que cada etapa possui sua constante de ionização. Tais constantes são representadas por Ka1, Ka2, Ka3, etc.

Observa-se que a ordem de grandeza dessas constantes de ionização é:

Ka1 > Ka2 > Ka3 > ..... Exemplos de constantes de dissociação de bases, a

25°C:

Hidróxido de amônio: NH4OH Kb = 1,8 x 10-5

Hidróxido de metilamônio: CH3NH3OH Kb = 5,0 x 10-4

Hidróxido de dimetilamônio: (CH3)2NH2OH Kb = 7,4 x 10-4

Hidróxido de trimetilamônio: (CH3)3NHOH Kb = 7,4 x 10-5

Hidróxido de etilamônio: C2H5NH3OH Kb = 5,6 x 10-4

Quanto maior a constante de dissociação (Kb) de uma base, maior a [OH

-] e mais acentuadas as

propriedades básicas da solução. • Potencial de Ionização (pKi) Considerando-se que os valores de Ki são muito pe-

quenos, é usual expressá-lo através de logaritmos, segundo a expressão:

pKi = log Ki

Exemplos:

ácido Ka pKa

HCN 5 x 10-10

9,3

H3PO4

1.º 6,9 x 10-3

2.º 6,2 x 10

-8

3.º 4,7 x 10-13

2,2 7,2 12,3

♏ . ♏

♏.(1 - )

♏.2

(1 – )

base Kb pKb

NH4OH 1,8 x 10-5

4,7

H3CNH3OH 5,0 x 10-4

3,3

Observa-se que:

Ki pKi força

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

-

Se à solução adicionarmos o sal acetato de sódio, que tem íon acetato em comum com o ácido, o sal se dissociará completamente,

Na+H3CCOO

- Na

+ + H3CCOO

-

aumentado a concentração de íons H3CCOO-.

Para minimizar o efeito do aumento na concentração do íon acetato, o equilíbrio é deslocado para a esquerda,

H3CCOOH H+ + H3CCOO

-

reprimindo a ionização do ácido acético.

Como conseqüência, diminui o grau de ionização do ácido acético.

Do exposto, conclui-se que:

Efeito do íon comum é a diminuição do grau

de ionização () de um eletrólito fraco por ação de um sal que com ele tem um íon em comum.

E X E R C Í C I O S D E S A L A

01. A 25 oC, o grau de ionização do ácido acético, em

solução 2 x 10-2

mol.L-1

, é 3%. Calcular a constante de ionização, Ka, do ácido acético, naquela temperatura.

02. A 25

oC, a constante de ionização do ácido

fluorídrico é 7 x 10-4

. Calcular, em porcentagem, o grau de ionização desse ácido em uma solução 1,75 mol.L

-1, naquela temperatura.

03. Um determinado produto de limpeza, de uso doméstico, é preparado a partir de 2,5 x 10

-3 mol de

NH3 para cada litro do produto. A 25 oC, esse

produto contém, dentre outras espécies químicas, 1,0 x 10

-4 mol de OH

-(aq). Considere-se que a

equação de ionização da amônia em água é:

NH3(g) + H2O(ℓ) ⇄ NH4+

(aq) + OH-(aq).

Calcular, em porcentagem, o grau de ionização da amônia nesse produto.

04. Calcular a concentração molar de uma solução de

ácido cianídrico sabendo-se que este ácido está 0,01% ionizado e que sua constante de ionização, na mesma temperatura, é 7,2 x 10

-10.

05. Frutas cítricas, como o limão e a laranja, possuem

ácido cítrico e ácido ascórbico (vitamina C). A constante de ionização, a 25

oC, do ácido cítrico é 8

x 10-4

e a do ácido ascórbico é 8 x 10-5

. Com relação a esses dados, analise as afirmações abaixo. Assinale (V) se a afirmação for verdadeira e (F) se for falsa. ( ) O ácido cítrico é mais forte que o ácido

ascórbico. ( ) Em soluções de mesma concentração molar

dos dois ácidos, a 25 oC, a [H

+] é maior na

solução de ácido ascórbico. ( ) O ácido acético (Ka = 2 x 10

-5, a 25

oC) é mais

forte que os ácidos cítrico e ascórbico. ( ) O ácido fluorídrico (Ka = 7 x 10

-4, a 25

oC) é

mais fraco que o ácido cítrico e mais forte que o ácido ascórbico.

( ) A ordem crescente de força entre os ácidos citados é: acético < ascórbico < fluorídrico < cítrico.

06. Numa solução aquosa de ácido cianídrico ocorre o

seguinte equilíbrio:

HCN(aq) ⇄ H+

(aq) + CN-(aq).

Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de NaCN(s)? Justifique sua resposta. ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

07. (Fuvest – SP) No vinagre ocorre o seguinte

equilíbrio:

H3C-COOH ⇄ H+ + H3C-COO

-.

Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de uma substância básica? Justifique sua resposta. __________________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

T E S T E S D E V E S T I B U L A R 01. Uma solução de ácido fraco HCℓO foi analisada

verificando-se, no equilíbrio, a existência das seguintes concentrações:

[H+] = 1,78 x 10

-4 mol/L

[CℓO-] = 1,78 x 10

-4 mol/L

[HCℓO] = 1,00 mol/L A constante de ionização do ácido HClO é igual a: a) 3,56 x 10

-4

b) 3,56 x 10-8

c) 3,17 x 10

-8

d) 1,78 x 10-4

e) 3,17 x 10

-4

02. Ao realizar-se a ionização

H2S(aq) ⇄ H+

(aq) + HS-(aq)

verificou-se que, no equilíbrio, que: [HS

-] = 0,1 mol/L

[H2S] = 0,4 mol/L O valor da constante de ionização na temperatura

em que a experiência foi realizada é 1 x 10-7

. Nas condições da experiência, a concentração molar

do H+ é:

a) 1 x 10-1

mol/L b) 2 x 10

-3 mol/L

c) 3 x 10-3

mol/L d) 4 x 10

-7 mol/L

e) 5 x 10-9

mol/L 03. (UFGO) Uma solução 2 x 10

-2 mol/L de ácido

acético tem um grau de ionização 0,03 a uma dada temperatura. A sua constante de ionização (Ka) nesta temperatura é:

a) 4,50 x 10-2

b) 1,75 x 10

-5

c) 1,75 x 10-4

d) 1,80 x 10

-5

e) 2,80 x 10-5

04. (CESCEM-SP) Uma solução 0,05 mol/L de um ácido

fraco HA é 0,1% ionizada. Qual é, aproximadamente, a sua constante de ionização?

a) 5 x 10-8

b) 5 x 10

-7

c) 5 x 10-6

d) 5 x 10

-5

e) 5 x 10-3

05. (PUC-SP) Um monoácido fraco tem constante de

ionização igual a 10-9

em temperatura ambiente. Este ácido, numa solução decimolar, terá grau de ionização aproximadamente igual a:

a) 1% b) 0,1% c) 0,01% d) 0,001% e) 0,0001%

06. (FEI-SP) Uma solução 0,01 mol/L de um monoácido

está 4,0 % ionizada. A constante de ionização desse ácido é:

a) 16,6 x 10-3

b) 1,6 x 10

-5

c) 3,3 x 10-5

d) 4,0 x 10

-5

e) 3,0 x 10-6

07. (FEI-SP) A constante de equilíbrio Ka dos ácidos

HA, HB e HC, a 25°C, são, respectivamente, 1,8 x 10

-5, 5,7 x 10

-8 e 1,8 x 10

-4. A ordem crescente de

força desses ácidos é: a) HB < HA < HC b) HC < HA < HB c) HB < HC < HA d) HC < HB < HA e) HA < HB < HC A tabela a seguir contém dados para a resolução das

questões de n.os

08 a 10. Reação Ka

I. H3CCOOH + H2O ⇄ H3O+ + H3CCOO

- 1,8 x 10

-5

II. HCOOH + H2O ⇄ H3O+ + HCOO

- 1,8 x 10

-4

III. H2S + H2O ⇄ H3O+ + HS

- 9,0 x 10

-8

IV. HF + H2O ⇄ H3O+ + F

- 6,8 x 10

-4

V. H3PO4 + H2O ⇄ H3O+ + H2PO4

- 4,4 x 10

-7

08. (UFSC) O ácido mais ionizado é: a) IV b) V c) III d) I e) II

09. (UFSC) O ácido mais fraco é: a) III b) V c) I d) II e) IV

10. (UFSC) Os ácidos são (não necessariamente na ordem): a) fosfórico, sulfídrico, metanóico, fluorídrico e

etanóico. b) fluorídrico, etanóico, fórmico, sulfuroso e

fosforoso. c) fórmico, acético, sulfúrico, fosforoso e fluórico. d) fluoroso, fórmico, fosfórico, sulfídrico e acético.

e) acético, fluorídrico, sulfuroso, fórmico e fosforoso.

As questões de n.os

11 e 12 referem-se aos seguintes ácidos e suas correspondentes constantes de ionização, a 25°C.

ácido cianídrico 4,0 x 10

-10

ácido propiônico 1,3 x 10-5

ácido acético 1,8 x 10

-5

ácido fórmico 1,8 x 10-4

ácido fluorídrico 6,7 x 10

-4

11. (UEL-PR) Dentre eles, quantos são ácidos

carboxílicos? a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 12. (UEL-PR) Dentre eles, o mais forte e o menos

ionizado são, respectivamente: a) cianídrico e propiônico b) cianídrico e fluorídrico c) fórmico e acético d) fluorídrico e cianídrico e) fluorídrico e fórmico 13. (CESCEM-SP) Considere os oxiácidos do cloro e

suas respectivas constantes de ionização: HCℓO 3,0 x 10

-8

HCℓO2 1,1 x 10-2

HCℓO3 5,0 x 10

2

HCℓO4 2,0 x 107

O exame dos dados permite afirmar que:

I. a força do ácido é maior quanto maior o número de oxidação do cloro.

II. dos oxiácidos representados, o mais forte é o HCℓO.

III. o número de oxidação do cloro no HCℓO3 é +3. a) Somente I é correta. b) Somente II é correta. c) Somente III é correta. d) I, II e III são corretas. e) I, II e II são incorretas. 14. (PUC-PR) Temos duas soluções de igual

molaridade: a 1.ª de ácido acético, cujo pK é igual a 4,76; a 2.ª de ácido butírico, cujo pK é igual a 4,82. Com estes dados, podemos afirmar que: a) a 1.ª solução é mais ácida que a 2.ª. b) a 1.ª solução é menos ácida que a 2.ª. c) as duas soluções apresentam a mesma acidez.

d) a constante de ionização do ácido acético é menor que a do ácido butírico.

e) nenhuma destas respostas. 15. (UFPR) Pelos seus pKa ou Ka indique o ácido mais

ionizado. Dados: log 514 = 2,7; log 63 = 1,79

a) Cℓ2CH-COOH (Ka = 5140 . 10-5

)

b) orto-O2N-C6H4-COOH (pKa = 2,81)

c) C6H5-COOH (Ka = 6,3 . 10-5

)

d) para-O2N-C6H4-OH (pKa = 7,14)

e) C6H5-OH (pKa = 9,95)

16. (CESCEM-SP) A dissociação do ácido orto-

arsênico, H3AsO4, em solução aquosa diluída, se processa conforme as equações:

H3AsO4 ⇄ H+ + H2AsO4

- K1

H2AsO4- ⇄ H

+ + HAsO4

2- K2

HAsO42-

⇄ H+ + AsO4

3- K3

A ordem de grandeza das constantes de ionização K1, K2 e K3 será:

a) K3 > K2 > K1 b) K1 = K2 = K3 c) K1 > K2 > K3 d) K1 > K3 > K2 e) K2 > K1 > K3 17. (PUC-SP) Tem-se uma solução de ácido acético,

HAc, onde há íons H+

(aq) e Ac-(aq) em equilíbrio com

HAc não dissociado. Se adicionarmos acetato de sódio, NaAc, a essa solução: a) a concentração dos íons H

+(aq) deverá aumentar.

b) a concentração dos íons H+

(aq) permanecerá inalterada.

c) a concentração dos íons H+

(aq) deverá diminuir. d) a concentração do HAc não dissociado diminuirá.

e) não há deslocamento do equilíbrio químico. 18. (FEI-SP) No equilíbrio representado pela equação:

Mg2+

+ 2 OH- ⇄ Mg(OH)2

qual das substâncias abaixo o deslocaria para a direita se adicionada ao sistema?

a) NH4NO3 b) NaCℓ c) H2SO4 d) HCℓ

e) NaOH

19. (MAPOFEI-SP) Dado o equilíbrio:

1

2HCN + H2O H3O+ + CN-

a adição de cianeto de sódio: a) desloca o equilíbrio no sentido 1. b) não desloca o equilíbrio. c) aumenta a concentração de H3O

+.

d) desloca o equilíbrio no sentido 2. e) diminui a concentração de HCN. 20. (PUC-PR) Em solução aquosa existe o equilíbrio:

2 CrO42-

+ H2O ⇄ Cr2O72-

+ 2 OH-

amarelo alaranjado

Assinale a proposição falsa: a) Adicionando HCℓ, o sistema fica alaranjado. b) Adicionando NaOH, o sistema fica amarelo.

c) O Princípio de Le Chatelier não se aplica a equilíbrios iônicos.

d) No equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa.

e) A constante de equilíbrio não varia pela adição de HCℓ ao sistema.

PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (Kw)

Medidas de condutibilidade elétrica mostram que a água está ligeiramente ionizada segundo a equação:

H2O ⇄ H+ + OH

-

Esta ionização da água, como as demais, é reversível e atinge um equilíbrio dinâmico denominado equilíbrio iônico da água.

A 25°C, o grau de ionização () da água é 1,81x10-9

. Considerando 1 litro de água pura (1000 g de água pura) e aplicando ao equilíbrio iônico da água a lei da ação das massas, tem-se:

• Cálculo do número de mols existentes em 1000 g de H2O.

18 g H2O 1 mol

1000 g H2O x x = 55,5 mols

• Cálculo das concentrações molares no equilíbrio.

H2O ⇄ H+ + OH

-

início 55,5 0 0

ionização

(n . )

(55,5 . 1,81 . 10-9)

10-7

(n . ) 10

-7

(n . ) 10

-7

equilíbrio (n - n)

(55,5 - 10-7

) n 10

-7

n 10

-7

concentr. molares

(55,5 - 10-7

) mol/L

10-7

mol/L

10-7

mol/L

Nota-se que a concentração molar da água no equilíbrio é praticamente a mesma do início. Portanto, pode-se dizer que a concentração molar da água é constante,

[H2O] = constante.

• Cálculo da constante de equilíbrio

Kc =

[H+] . [OH-]

[H2O] [H2O] = constante

Kc . [H2O] = [H+] . [OH

-]

O produto da constante de equilíbrio pela concentração molar da água dá uma nova constante denominada produto iônico da água, Kw. Portanto:

Kw = [H+] . [OH

-]

Kw = 10-7

. 10-7

Kw = 10-14

(a 25°C)

O valor de Kw depende da temperatura. A elevação da temperatura acarreta um aumento do grau de ionização da água e, conseqüentemente, um aumento do valor de Kw.

A tabela abaixo mostra valores do produto iônico da água (Kw) em diferentes temperaturas.

Temperatura Kw

0°C 0,11 . 10-14

10°C 0,29 . 10-14

20°C 0,69 . 10-14

25°C 1,00 . 10-14

30°C 1,48 . 10-14

40°C 3,02 . 10-14

60°C 9,33 . 10-14

80°C 23,40 . 10-14

Numa mesma temperatura, o valor de Kw permanece constante, qualquer que seja a substância dissolvida em água.

Observações:

• Em água pura ou em solução neutra, a 25°C:

[H+] = [OH

-] = 10

-7 mol/L

• Ao se adicionar um ácido HA em água, ocorre sua ionização,

HA H+ + A

-

com conseqüente aumento da concentração de íons H+.

Como Kw é constante, um aumento da concentração de íons H

+ acarretará uma diminuição da concentração de

íons OH-.

Kw = [H+] . [OH-] = 10-14 (a 25°C)

esta concentração aumenta

esta concentração diminui

Assim sendo, em soluções ácidas, a 25°C:

[H+] > 10

-7 mol/L

[OH-] < 10

-7 mol/L

• Ao se adicionar uma base B(OH) em água ocorre sua dissociação,

B(OH) B+ + OH

-

com conseqüente aumento da concentração de íons OH

-. Como Kw é constante, um aumento da

concentração de íons OH- acarretará uma diminuição da

concentração de íons H+.

Kw = [H+] . [OH-] = 10-14 (a 25°C)

esta concentração aumenta

esta concentração diminui

Assim sendo, em soluções básicas, a 25°C:

[H+] < 10

-7 mol/L

[OH-] > 10

-7 mol/L

• Ao se preparar uma solução ácida ou básica de

concentração molar ♏ e conhecido o grau de ionização

ou de dissociação () do ácido ou da base, pode-se calcular a [H

+] ou a [OH

-].

Em solução ácida: [H+] = ♏ .

Em solução básica: [OH-] = ♏ .

pH e pOH

Em função dos valores baixos de [H+] e [OH

-],

costuma-se indicar a acidez ou a basicidade de uma solução através de seu pH (potencial hidrogeniônico) e pOH (potencial hidroxiliônico).

Por definição:

pH = log [H+] e pOH = log [OH

-]

Aplicando as definições e considerando a temperatura de 25°C, obtém-se:

água pura ou solução neutra

[H+] = 10

-7 mol/L

[OH-] = 10

-7 mol/L

pH = 7 pOH = 7

solução ácida

[H+] > 10

-7 mol/L

[OH-] < 10

-7 mol/L

pH < 7 pOH > 7

solução básica

[H+] < 10

-7 mol/L

[OH-] > 10

-7 mol/L

pH > 7 pOH < 7

Para qualquer meio aquoso, a 25°C, a soma entre o

pH e o pOH é igual a 14. Observe:

[H+] . [OH

-] = 10

-14

aplicando logaritmo em ambos os membros da igualdade

log [H+] + log [OH

-] = log 10

-14

multiplicando por (-1)

(-log [H+]) + (-log [OH

-]) = (-log 10

-14)

pH + pOH = 14

E X E R C Í C I O S D E S A L A 01. (Mackenzie – SP) Com os dados da tabela abaixo,

Soluções [H+]

I Urina 1 x 10-6

II Clara de ovo 1 x 10-8

III Lágrima 1 x 10-7

IV Café 1 x 10-5

pode-se afirmar que: a) I, II, III e IV são soluções ácidas. b) somente II é uma solução básica. c) somente I, III e IV são soluções ácidas. d) somente I, II e III são soluções básicas. e) somente III é uma solução básica.

02. (CEETEPS – SP) A concentração de íons H

+(aq) de

uma certa solução aquosa é 2,0 x 10-5

mol.L-1

, a 25 oC. Sendo assim, nessa mesma solução a

concentração de íons OH-(aq), em mol.L

-1, deve ser:

a) 5,0 x 10-10

b) 2,0 x 10

-10

c) 5,0 x 10-9

d) 5,0 x 10

-8

e) 2,0 x 10-9

03. (UFRGS) O acidente ocorrido com o navio

Bahamas provocou o vazamento de milhares de toneladas de ácido sulfúrico na lagos dos Patos. Em determinados locais, foram registrados valores de pH entre 3 e 4. Podemos afirmar que, nesses locais, a concentração aproximada de íons hidroxila, em mol;L

-1, foi:

a) maior que 10-11

. b) maior que 10

-9.

c) maior que 10-7

. d) maior que 10

-5.

e) maior que 10-4

. 04. (FAAP – SP) O vinagre é uma substância muito

utilizada como tempero em saladas. Sabe-se que uma amostra de vinagre apresentou pH igual a 2,0. Isso corresponde a uma solução de ácido acético cuja concentração molar de íons H

+ deve ser:

a) 55,50 b) 0,01 c) 1,00 d) 0,10 e) 10,10

05. (UFRRJ) Em um potenciômetro, faz-se a leitura de

uma solução de hidróxido de sódio (utilizada na neutralização do ácido láctico). Sabendo que o grau de dissociação é total, o valor do pH encontrado corresponde a: a) 2,7 b) 5,4 c) 12,0 d) 11,0 e) 9,6

06. (UNIP – SP) O fluoreto de hidrogênio (HF) é um

ácido que se encontra 10% ionizado em solução 0,1 mol.L

-1. Calcule o pH dessa solução.

07. (PUC – MG) A concentração hidrogeniônica do

suco de limão puro é 10-2

mol.L-1

. O pH de um refresco preparado com 30 mL de suco de limão e água suficiente para completar 300 mL é igual a: a) 2 b) 3 c) 4 d) 6 e) 11

08. (Fuvest – SP) A auto-ionização da água é uma

reação endotérmica. Um estudante mediu o pH da água recém-destilada, isenta de CO2 e a 50

oC,

encontrado o valor 6,6. Desconfiado de que o aparelho de medida estivesse com defeito, pois esperava o valor 7,0, consultou um colega que fez as seguintes afirmações: I. O seu valor (6,6) pode estar correto, pois 7,0 é o

pH da água pura, porém a 25 oC.

II. A aplicação do princípio de Le Chatelier ao equilíbrio da ionização da água justifica que, com o aumento da temperatura, aumente a concentração de H

+.

III. Na água, o pH é tanto menor quanto maior a concentração de H

+.

Está correto o que se afirma: a) somente em I. b) somente em II. c) somente em III. d) somente em I e II. e) em I, II e III.

T E S T E S D E V E S T I B U L A R 01. (FUVEST-SP) Observe os líquidos da tabela:

[H+] [OH

-]

Leite Água do mar Coca-Cola Café preparado Lágrima Água de lavanderia

1,0 . 10-7

1,0 . 10

-8

1,0 . 10-3

1,0 . 10

-5

1,0 . 10-7

1,0 . 10

-12

1,0 . 10-7

1,0 . 10

-6

1,0 . 10-11

1,0 . 10

-9

1,0 . 10-7

1,0 . 10

-2

Tem caráter ácido apenas: a) o leite e a lágrima. b) a água de lavanderia. c) o café preparado e a Coca-Cola. d) a água do mar e a água de lavanderia. e) a Coca-Cola.

02. Calcular, a 25°C, a [H+] de uma solução 2 x 10

-2

mol/L de HCℓ, sabendo que o ácido está totalmente ionizado.

03. A 25°C, em uma solução aquosa 1 x 10

-1 mol/L, o

ácido acético está 1% ionizado. Calcular a [H+] desta

solução. 04. A 25°C, em uma solução aquosa 0,5 mol/L, o grau

de ionização do hidróxido de amônio, NH4OH, é 2 x x 10

-4.

Calcular a [OH-] e a [H

+] desta solução.

05. Calcular a [OH

-] e a [H

+] de uma solução aquosa 5 x

x 10-2

mol/L de NaOH, a 25°C, sabendo que a base está totalmente dissociada.

06. (CEFET-PR) Uma solução aquosa A tem [H

+] = 10

-6

mol/L e outra B, tem [OH-] = 10

-6 mol/L. A razão

entre as concentrações de H+ das soluções A e B é

igual a: a) zero b) 1,0 . 10

12

c) 1,0 d) 1,0 . 10

2

e) 1,0 . 10-2

07. (PUC-MG) 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. 08. (UFMG) A tabela mostra o pH característico de

alguns sistemas.

Sistema pH

Vinagre Suco de laranja Suco de tomate Saliva Leite Sangue Clara de ovo

3,0 4,0 5,0 6,0 6,8 7,4 8,0

Sobre esses sistemas, pode-se afirmar que: a) clara de ovo é o sistema menos ácido.

b) sangue é o líquido mais próximo da neutralidade. c) suco de laranja é 1,5 vez mais ácido do que a

saliva. d) suco de tomate é duas vezes menos ácido do que

o vinagre. e) todos os líquidos da tabela são ácidos. 09. (PUCCAMP-SP) Considere as seguintes amostras: I. Vinagre II. Água destilada III. Leite de magnésia Comparando-se os valores de pH das amostras,

obtém-se a seqüência: a) pHI > pHII > pHIII b) pHI = pHII > pHIII c) pHII > pHIII > pHI d) pHIII > pHII > pHI e) pHIII = pHI > pHII 10. (UFMG) A água do mar tem pH aproximadamente

igual a 8. Todas as afirmativas sobre a água do mar estão corretas, exceto: a) Apresenta uma concentração de H

+(aq) igual a 8

mol/L. b) Colore de vermelho uma solução de fenolftaleína. c) Contém cem vezes mais íons OH

- do que íons H

+.

d) É básica. e) É eletricamente neutra. 11. (UFRS) As leis de proteção ambiental de certas

cidades não permitem o lançamento em rios, entre outros, de efluentes com pH inferior a 5,0 ou superior a 9,0.

No que se refere à acidez, os efluentes aquosos das indústrias X, Y e Z apresentam as seguintes concentrações:

Indústria Concentração no

efluente

X Y

10-3

mol/L de H+

10-4

mol/L de H+

Z 10-6

mol/L de OH-

Poderiam ser lançados em rios, sem tratamento prévio, apenas os efluentes de:

a) X b) Y c) Z d) X e Y e) Y e Z 12. (FUND. C. CHAGAS-BA) Para corrigir a acidez do

solo é comum a utilização da cal extinta, Ca(OH)2. Com esse procedimento provoca-se no solo: a) aumento de pH, uma vez que a cal extinta é ácida. b) aumento de pH, uma vez que a cal extinta é

básica. c) diminuição de pH, uma vez que a cal extinta é

ácida. d) aumento de pOH, uma vez que a cal extinta é

básica. e) diminuição de pOH, uma vez que a cal extinta é

ácida. 13. (UFMG) Tem-se notado um abaixamento de pH da

água das chuvas em muitas regiões do mundo. Uma das causas é a emissão de dióxido de enxofre, SO2, feita por centenas de indústrias, o qual é oxidado e hidrolisado na atmosfera. Em relação ao exposto, qual das seguintes alternativas é errada? a) Uma chuva com pH=4,6 é dez vezes mais ácida

do que uma chuva com pH=5,6 b) A oxidação e a hidrólise do SO2 na atmosfera

levam à formação de ácido sulfúrico. c) Ácidos fortes podem dissociar-se na água das

chuvas, abaixando seu pH. d) O abaixamento do pH da água das chuvas

significa diminuição na concentração dos íons hidrogênio.

e) Estátuas e monumentos de mármore, CaCO3, expostos a chuvas de baixo pH, podem ser eventualmente destruídos.

14. (UnB-DF) O pH padrão da água da chuva em áreas

não-poluídas é 5,6. Chuvas com pH abaixo desse valor são denominadas “chuvas ácidas” e causam sérios problemas ambientais. Sobre esse assunto, aponte os itens corretos: 01) As chuvas ácidas destroem monumentos,

florestas e causam a mortalidade de peixes. 02) O dióxido de enxofre proveniente das caldeiras e

fornos das indústrias é um dos principais responsáveis pelas chuvas ácidas.

04) Água de chuva em áreas não-poluídas é mais ácida do que água pura.

08) A água da chuva que apresenta concentração de H

+ igual a 10

-2 mol/L não é considerada chuva

ácida. 16) A concentração de dióxido de carbono na

atmosfera não influi no pH da chuva. 15. (UFPE) Em três recipientes A, B e C estão contidas

soluções ácidas desconhecidas, de concentração 0,1 mol/L. Medindo o pH das três soluções com papel indicador universal, obtiveram-se os seguintes valores,

respectivamente: pH=5,0, pH=3,5 e pH=1,0. Aponte as alternativas corretas: 01) No frasco A está contido um ácido fraco. 02) O Ka do ácido A é maior que o Ka do ácido B. 04) O ácido B conduz melhor a corrente elétrica do

que o ácido C. 08) O ácido C está completamente ionizado. 16) A concentração de H

+ no ácido C é 10

-1 mol/L.

16. (FCMSC-SP) Tem-se uma solução em que a

concentração hidrogeniônica é 4,3 x 10-3

mol/L. Seu pH será: (log 4,3 = 0,63)

a) 4,0 b) 3,7 c) 2,37 d) 6,27 e) 1,27 17. (UNIMOGI-SP) O pH de uma solução de ácido

clorídrico de concentração igual a 0,001 mol/L é igual a:

a) 3 b) 4 c) 5 d) 6 e) 11 18. (PUC-RJ) Qual é o pH de uma solução de hidróxido

de sódio 0,1 mol/L (a 25°C)? (Dado: Kw = 1 . 10

-14 a 25°C)

a) 0 b) 1 c) 13 d) 14 e) 0,1 19. (PUC-PR) Uma solução de monobase apresenta

concentração de íons hidróxido igual a 17 mg/L. Qual é o pH dessa solução? (Massa molar do OH

- = 17 g/mol)

a) 3,0 b) 5,0 c) 7,0 d) 9,0 e) 11,0 20. (PUCCAMP-SP) Em São Paulo, a Cetesb constatou,

em 1986, uma “chuva ácida” de pH = =5. Isto significa uma concentração de íons H

+ da ordem de:

a) 10-5

mol/L b) 5 . 10

-1 mol/L

c) 5 . 10-5

mol/L d) 5 . 10

-2 mol/L

e) 5 mol/L

21. (CESGRANRIO-RJ) Constatou-se que uma amostra de suco de laranja possui pH = 4. As concentrações de H

+ e OH

- no suco são, respectivamente:

a) 10-2

e 10-12

b) 10

-4 e 10

-10

c) 10-6

e 10-8

d) 10

-7 e 10

-7

e) 10-8

e 10-6

22. (FM POUSO ALEGRE-MG) Uma solução de ácido acético (CH3COOH) é preparada de tal modo que seja 0,004 mol/L. O pH dessa solução aquosa, sabendo que o ácido se encontra 25% ionizado, está mais bem representado pela opção:

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 23. (UNIP-SP) O ácido láctico é um monoácido presente

em músculos doloridos depois de exercícios vigorosos. O pH de uma solução 0,100 mol/L de ácido láctico 4% ionizado é: (log 4 = 0,6)

a) 11,6 b) 2,7

c) 2,4 d) 3,3

e) 4,8 24. (PUC-PR) O pH de uma solução 0,25 mol/L de uma

monobase que está 0,4% dissociada é: a) 13 b) 11 c) 9 d) 7 e) 5 25. (CESGRANRIO-RJ) O HF é um ácido cuja

constante de dissociação é Ka = 4,0 x 10-4

a 25°C. Assinale a opção que indica, aproximadamente, o valor do pH de uma solução 0,25 mol/L desse ácido a 25°C.

a) 1 b) 1,6 c) 2 d) 2,5 e) 4 26. (FEI-SP) Determine o grau de ionização de uma

monobase em solução 0,5 mol/L, sabendo que o pH dessa solução é igual a 10:

a) 0,2% b) 0,02% c) 0,5% d) 0,8% e) 1% 27. (UFGO) Na água de um aquário, a concentração de

um monoácido produzido pela decomposição de bactérias é 10

-4 mol/L e sua constante de ionização

Ka = 1,0 x 10-8

. O pH da água do aquário é: a) 2 b) 3 c) 4

d) 5 e) 6 28. (FESP-PE) Uma solução 10

-4 mol/L de ácido acético

a 25°C está 33,5% ionizada. Seus pH e pOH são, respectivamente: (log 3,35 = 0,53)

a) 4,47 e 9,53 b) 4,47 e 18,47 c) 10,30 e 3,70 d) 9,53 e 4,47

e) 3,70 e 10,30 29. (FCMSC-SP) A 45°C, o produto iônico da água é

igual a 4,0 x 10-14

. A essa temperatura, o valor de [H

+] de uma solução aquosa neutra é:

a) 0,6 x 10-7

b) 2,0 x 10

-7

c) 4,0 x 10-7

d) 2,0 x 10

-14

e) 4,0 x 10-14

30. (ITA-SP) A 60°C, o produto iônico da água, [H

+] x

x [OH-], é igual a 1,0 x 10

-13. Em relação a soluções

aquosas, nesta temperatura, assinale as afirmações corretas: 01) Soluções ácidas são aquelas que têm pH < 6,5. 02) Soluções neutras têm pH = 6,5. 04) Soluções básicas têm pH > 6,5. 08) pH + pOH tem que ser igual a 13,0. 16) Solução com pH = 14 é impossível de ser obtida.

HIDRÓLISE DE ÍONS

Hidrólise de um íon é a reação entre este íon e a água. • Hidrólise de ânions

A hidrólise de um ânion pode ser representada pela equação:

A- + HOH HA + OH-

H+

ânion ácido

A reação de hidrólise de um ânion ocorre quando o

ácido formado for um ácido fraco. Devido à formação de íons OH

-, a solução resultante

é básica (pH > 7). Exemplos: Hidrólise do ânion cianeto, CN

-:

CN- + HOH HCN + OH

-

ácido solução fraco básica Hidrólise do ânion bicarbonato, HCO3

-:

HCO3- + HOH H2CO3 + OH

-

ácido solução fraco básica • Hidrólise de cátions

A hidrólise de um cátion pode ser representada pela equação:

OH-

C+ + HOH COH + H+

cátion base

A hidrólise de um cátion ocorre quando a base

formada for uma base fraca. Devido à formação de íons H

+, a solução resultante

é ácida (pH < 7).

Exemplos: Hidrólise do cátion amônio, NH4

+:

NH4+ + HOH NH4OH + H

+

base solução fraca ácida Hidrólise do cátion prata, Ag

+:

Ag+ + HOH AgOH + H

+

base solução fraca ácida

• Hidrólise de sais

Seja um sal C+A

-. Em água ele sofre dissociação

iônica:

C+A

- C

+ + A

-

Uma vez dissociado, poderá: • ocorrer a hidrólise do ânion A

-,

• ocorrer a hidrólise do cátion C+,

• ocorrer a hidrólise de ambos os íons, • não ocorrer a hidrólise de nenhum dos íons.

Exemplo 1: Bicarbonato de sódio, Na+(HCO3)

-:

Na+(HCO3)

- Na

+ + HCO3

-

O cátion Na+ não hidrolisa, pois a base

correspondente é forte. O ânion HCO3

- hidrolisa. O ácido formado é fraco.


-

A produção de ânions OH- torna a solução básica

(pH>7). Este comportamento é característico de sais

formados por cátions de bases fortes e ânions de ácidos fracos.

Exemplo 2: Cloreto de amônio, NH4+Cℓ

-.

NH4+Cℓ

- NH4

+ + Cℓ

-

O ânion Cl

- não hidrolisa, pois o ácido

correspondente é forte. O cátion NH4

+ hidrolisa. A base formada é fraca.


+

A produção de cátions H+ torna a solução ácida

(pH < 7). Este comportamento é característico de sais

formados por cátions de bases fracas e ânions de ácidos fortes.

Exemplo 3: Bicarbonato de amônio, (NH4)+(HCO3)

-

(NH4)+(HCO3)

- NH4

+ + HCO3

-

O cátion NH4

+ hidrolisa. A base formada é fraca.


+

O ânion HCO3- hidrolisa. O ácido formado é fraco.


-

Devido ocorrer a hidrólise do cátion e do ânion, o pH da solução resultante será determinado através das constantes de ionização do ácido fraco (Ka) e da base fraca (Kb). Se:

Ka > Kb solução ácida (pH < 7)

Ka < Kb solução básica (pH > 7)

Ka = Kb solução neutra (pH = 7)

Este comportamento é característico de sais formados por cátions de bases fracas e ânions de ácidos fracos.

Exemplo 4: Cloreto de sódio, Na+Cℓ

-:

Na+Cℓ

- Na

+ + Cℓ

-

O cátion Na

+ não hidrolisa. A base correspondente

é forte. O ânion Cl

- não hidrolisa. O ácido correspondente é

forte. Como não ocorre a hidrólise de íons, a solução

resultante é neutra (pH = 7). Este comportamento é característico de sais

formados por cátions de bases fortes e ânions de ácidos fortes.

SOLUÇÃO TAMPÃO

Solução-tampão, solução buffer ou solução reguladora é toda solução que tem por finalidade evitar variações bruscas de pH quando à mesma se adiciona um ácido forte ou uma base forte.

Uma solução-tampão é constituída por um ácido fraco (HA) e seu sal (BA) ou por uma base fraca (BOH) e seu sal (BA).

Exemplos

Solução de ácido acético (HAc) e acetato de sódio (NaAc).

Solução de hidróxido de amônio (NH4OH) e cloreto de amônio (NH4Cℓ).

Seja o tampão HAc/NaAC.

Em solução o HAc (ácido fraco) está pouco ionizado e o NaAc (eletrólito forte) está totalmente dissociado.

HAc ⇄ H+ + Ac

-

NaAc → Na+ = Ac

-

Ao se adicionar ácido forte à esta solução, o equilíbrio iônico do HAc sofrerá deslocamento para a esquerda, consumindo o H

+ adicionado, o que impede a

variação brusca de pH.

Ao se adicionar base forte à esta solução, o H+ do

equilíbrio iônico do HAc irá consumir o OH- adicionado

(H+ + OH

- → H2O). Para repor o H

+ consumido junto

com o OH-, o equilíbrio sofrerá deslocamento para a

direita, o que impede a variação brusca do pH.

A ação da solução-tampão tem limites. A adição de quantidades excessivas de ácido ou base destruirá o efeito tampão.

Para se calcular o pH de uma solução tampão, pode-se demonstrar que:

• para solução-tampão de um ácido fraco e seu sal,

[ácido]

sal]do[ânionlogpKpH a

• para solução-tampão de uma base fraca e seu sal,

[base]

sal]do[cátionlogpKpKwpH b

Onde pKa = −log Ka, pKb = −log Kb e pKw = −log

Kw.

Estas fórmulas são conhecidas como equações

de Henderson-Hasselbach.

Exemplo:

Sabendo que a constante de ionização (Ka) do

ácido cloroacético, a 25 oC, é 1,4 x 10

-3, calcular o pH

de uma solução-tampão contendo ácido cloroacético

0,10 mol/L e cloroacetato de sódio 0,15 mol/L.

Dados: log 1,4 = 0,15; log 1,5 = 0,18.

Resolução:

Utilizando a expressão

[ácido]

sal]do[ânionlogpKpH a

onde:

pKa = -log Ka = -log (1,4 x 10-3

) = 2,85,

[ânion do sal] = [cloroacetato] = 0,15 mol/L,

[ácido] = 0,10 mol/L,

tem-se:

log1,52,85[0,10]

[0,15]log2,85pH

pH = 2,85 + 0,18 = 3,03

E X E R C Í C I O S D E S A L A 01. Nitrato de potássio e nitrato de amônio são dois

sais usados na fabricação de fertilizantes. O que se pode afirmar sobre o caráter (ácido, básico, neutro) das soluções aquosas de cada um desse sais? ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

02. (FEI – SP) Os compostos cianeto de sódio (NaCN),

cloreto de zinco (ZnCℓ2), sulfato de sódio (Na2SO4) e cloreto de amônio (NH4Cℓ), quando dissolvidos em água, tornam o meio respectivamente: a) básico, ácido, ácido, neutro. b) ácido, básico, neutro, ácido. c) básico, neutro, ácido, ácido. d) básico, ácido, neutro, ácido. e) ácido, neutro, básico, básico.

03. (VUNESP) Quando se adiciona o indicador

fenolftaleína a uma solução aquosa incolor de uma base de Arrhenius, a solução fica vermelha. Se a fenolftaleína for adionada a uma solução aquosa de ácido de Arrhenius, a solução continua incolor. Quando se dissolve cianeto de sódio em água, a solução fica vermelha após a adição de fenolftaleína. Se a fenolftaleína for adicionada a uma solução aquosa de cloreto de amônio, a solução continua incolor. a) Explique o que acontece no caso do cianeto de

sódio, utilizando equações químicas. ________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

b) Explique o que acontece no caso do cloreto de

amônio, utilizando equações químicas. ________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

04. (UEPG – PR) No interior das células de nosso organismo ocorre, a todo instante, um número incontável de reações químicas. A maioria dos fluídos biológicos onde as reações ocorrem são meios tamponados. Sobre os tampões e o efeito que exercem, assinale o que for correto. 01. O efeito tampão age aumentando a

solubilidade das enzimas em meio aquoso. 02. Os pares H2CO3/NaHCO3 e NH4OH/NH4Cℓ são

exemplos de substâncias que agem como tampão.

04. O efeito tampão impede variações bruscas de pH, quando ocorre a adição de íons H

+ ou OH

-

no meio. 08. Os meios tamponados são neutros e

apresentam pH igual a 7. 16. Os tampões mantêm constante o volume de

solvente no meio, o que impede as variações de concentração.

05. (UFMG) Considere duas soluções aquosa diluídas, I e II, ambas de pH = 5. A solução I é tampão e a II não. Um béquer contém 100 mL da solução I e um segundo béquer contém 100 mL da solução II. A cada uma dessas soluções adicionam-se 10 mL de NaOH aquoso concentrado. Assinale a alternativa que apresenta corretamente as variações de pH das soluções I e II, após a adição de NaOH(aq). a) O pH de ambas irá aumentar e o pH de I será

maior do que o de II. b) O pH de ambas irá aumentar e o pH de I será

igual ao de II. c) O pH de ambas irá diminuir e o pH de I será

igual ao de II. d) O pH de ambas irá aumentar e o pH de I será

menor do que o de II. e) O pH de ambas irá diminuir e o pH de I será

maior do que o de II.

T E S T E S D E V E S T I B U L A R

01. (UFSC) O carbonato monohidrogenado de sódio é conhecido como bicarbonato e sua dissolução aquosa tem, como característica básica, neutralizar a acidez estomacal.

Esta característica deve-se ao fato de que, ao se dissolver em água, o bicarbonato:

01) permanece inalterado. 02) apresenta reação de hidrólise. 04) elimina próton. 08) desprende gás carbônico. 16) forma íons OH

-.

32) permanece em íon Na+ e HCO3

-.

02. (ITA-SP) Numa solução aquosa de acetato de sódio

há: a) mais íons H

+ do que íons OH

-.

b) mais íons OH- do que íons H

+.

c) o mesmo número de íons H+ e íons OH

-.

d) não há íons H+ nem íons OH

-.

e) o mesmo número de íons Na+ e íons CH3COO

-.

03. (UFRGS) A única das espécies que, ao ser

dissolvida em água, resulta em uma solução com pH menor que o do solvente puro é:

a) NaCl b) Na2CO3 c) CaCl2 d) NH3 e) (NH4)2SO4 04. (FUVEST-SP) Carbonato de sódio, quando colocado

em água, a 25°C, se dissolve:

Na2CO3(s) + H2O(l) HCO3-(aq) + 2 Na

+(aq) + X

X e o pH da solução resultante devem ser: a) CO2, maior que 7. b) OH

-(aq), maior que 7.

c) H+

(aq),igual a 7. d) CO2, igual a 7. e) OH

- (aq), menor que 7.

05. (CEFET-MG) A seguir, estão relacionados alguns

produtos comerciais/industriais e as substâncias ativas dos mesmos:

Produtos comerciais/ industriais

Substâncias ativas

mármore detergente solução de bateria leite de magnésia fertilizante

carbonato de cálcio amônia (amoníaco) ácido sulfúrico hidróxido de magnésio nitrato de potássio

Em relação a esses compostos, é incorreto afirmar que:

a) o detergente amoniacal é ácido. b) a solução de bateria tem pH<7. c) o nitrato de potássio é um sal neutro. d) o leite de magnésia é uma solução básica. e) o mármore reage com HCl, liberando CO2. 06. (FM POUSO ALEGRE-MG) Dos sais abaixo, indique

aquele que em solução aquosa apresenta reação ácida:

a) KCN b) NaCl c) Na2CO3 d) NH4Br e) K2SO4 07. (UFRGS) Preparam-se 5 soluções 1 mol/L das

seguintes substâncias:

sol. 1 sol. 2 sol. 3 sol. 4 sol. 5

CH3COOH NaCℓ NH4OH HCℓ NaOH

Pode-se prever que o pH das soluções terá valores tais que permitem que se escreva: a) pH sol. 1 > pH sol. 2 > pH sol. 3 > pH sol. 4 > pH

sol. 5 b) pH sol. 5 > pH sol. 4 > pH sol. 3 > pH sol. 2 > pH

sol. 1 c) pH sol. 1 > pH sol. 4 > pH sol. 3 > pH sol. 2 > pH

sol. 5

d) pH sol. 5 > pH sol. 3 > pH sol. 2 > pH sol. 1 > pH sol. 4

e) pH sol. 4 > pH sol. 1 > pH sol. 2 > pH sol. 3 > pH sol. 5

08. (UFRGS) O soluto que em água forma uma solução

com pH maior que 7,0 é o: a) nitrato de amônio

b) gás carbônico c) vinagre

d) cloreto de sódio e) sabão

09. (MACKENZIE - SP) Entre as soluções aquosas das

seguintes substâncias: I. acetato de sódio II. cianeto de potássio III. fenol IV. cloreto de amônio apresentam pH maior que 7: a) I e II

b) II e III c) I, II e IV

d) II, III e IV e) I, III e IV

10. (UFRGS) As soluções aquosas de três substâncias

A, B e C apresentam os seguintes valores de pH;

Substância pH A 2,7 B 6,8 C 10,4

Das substâncias relacionadas a seguir, indique o grupo que poderia ser enquadrado nos valores de pH anteriormente citados:

Grupo Substância Substância Substância

a) HCℓ K2O NaOH b) CaO K2SO4 HNO3 c) KOH CO2 H2S d) SO3 NaCℓ Na2CO3 e) H2SO4 NaHSO4 Ba(OH)2

PRODUTO DE SOLUBILIDADE (Kps ou PS)

Quando um sólido é adicionado a um solvente, ele se dissolve até o limite definido pelo seu coeficiente de solubilidade. A partir desse limite ele não mais se dissolve, permanecendo como sólido no fundo do recipiente que o contém formando o denominado corpo de fundo.

Considerando o cloreto de prata, que ao se dissolver, sofre dissociação de acordo com a equação:

AgCℓ(s) Ag+

(aq) + Cℓ-(aq)

Experimentalmente, verifica-se que um sistema como esse está em equilíbrio. Continuamente, íons Ag

+

e Cl- passam da solução para o corpo de fundo e igual

quantidade de AgCl passa do corpo de fundo para a solução.

Ag+(aq) Cl-

(aq)

AgCl(s)

solução saturada de AgCl

A constante de equilíbrio para este sistema é dada pela expressão:

Kc =[Ag+] . [Cl-]

[AgCl]

Mas a [AgCℓ] é constante, podendo ser incorporada no valor de Kc:

Kc . [AgCℓ] = [Ag+] . [Cℓ

-]

O produto (Kc . [AgCℓ]) é uma outra constante denominada produto de solubilidade e simbolizada por Kps.

Então:

Kps = [Ag+] . [Cℓ

-]

Para uma substância genérica AxBy, que se dissocia de acordo com a equação:

AxBy(s) x Ay+

(aq) + y Bx-

(aq)

o Kps é dado pela expressão:

Kps = [Ay+

]x . [B

x-]y

Exemplos:

• Solução saturada de sulfato de bário:

BaSO4(s) Ba2+

(aq) + SO42-

(aq)

Kps = [Ba2+

] . [SO42-

]

• Solução saturada de fosfato de cálcio:

Ca3(PO4)2(s) 3 Ca2+

(aq) + 2 PO43-

(aq)

Kps = [Ca2+

]3 . [PO4

3-]2

Observações:

• Só se aplica o produto de solubilidade às

soluções saturadas. • Para uma dada substância, o Kps só varia com a

temperatura. • Quanto maior for o Kps de uma substância, maior

será sua solubilidade. • Em uma solução saturada, o produto das

concentrações molares dos íons dissolvidos (cada uma delas elevada à potência igual ao seu coeficiente) é exatamente igual ao Kps.

• Quando, em uma solução, o produto das concentrações molares dos íons dissolvidos (cada uma

delas elevada à potência igual ao seu coeficiente) for superior ao Kps, ocorrerá precipitação da substância.

• Efeito do íon comum sobre a solubilidade

Se, à solução saturada de uma substância AxBy, juntarmos uma segunda substância que possua um íon comum com AxBy, esta segunda substância provocará precipitação de AxBy como conseqüência do Principio de Le Chatelier.

Consideremos, como exemplo, uma solução saturada de AgCl, com corpo de fundo.

AgCℓ(s) Ag+

(aq) + Cℓ-(aq)

Ag+(aq) Cl-

(aq)

AgCl(s)

Adicionemos a esta solução o sal NaCℓ, o qual se dissocia completamente.

NaCℓ(s) Na+

(aq) + Cℓ-(aq)

Com isso, aumenta-se a [Cl-] na solução.

Ag+(aq)

Cl-(aq)

AgCl(s)

Na+(aq) Cl-

(aq)

Para minimizar o aumento na concentração de íon Cℓ

-, o equilíbrio será deslocado no sentido do processo

que forma AgCl(s). Como conseqüência, ocorre a precipitação do AgCl(s), acarretando, portanto, uma diminuição em sua solubilidade.

Ag+(aq) Cl-

(aq)

AgCl(s)

Na+(aq)

Cl-(aq)

Um raciocínio equivalente pode ser feito a partir da expressão: Kps = [Ag

+] . [Cℓ

-].

Como o valor de Kps é constante, um aumento da [Cℓ

-] implica uma diminuição da [Ag

+]. Uma diminuição

da [Ag+] acontecerá pela precipitação de AgCℓ(s).

Note que, pelo efeito do íon comum, a solubilidade de uma dada substância é diminuída, mas seu Kps não é alterado.

• Cálculos envolvendo Kps

Exemplo 1: A solubilidade do iodato de chumbo II, Pb(IO3)2, a

25°C, é 4,0 . 10-5

mol/L. Calcular o Kps deste sal, na temperatura indicada.

Resolução:

Pb(IO3)2 Pb2+

(aq) + 2 IO3-(aq)

Observando a proporcionalidade fornecida pelos

coeficientes da equação de dissociação do sal (1:1:2), a

dissolução de 4,5.10-5

mol/L de Pb(IO3)2 produz 4,5.10-5

mol/L de Pb2+

e 9,0.10-5

mol/L de IO3-. Portanto, no

equilíbrio:

[Pb2+

] = 4,5.10-5

mol/L e [IO3-] = 9,0.10

-5 mol/L.

Calculando o Kps, tem-se:

Kps = [Pb2+

] . [IO3-]2

Kps = (4,5 . 10-5

) . (9,0 . 10-5

)2

Kps 3,65 . 10-13

Exemplo 2: A 25°C, o produto de solubilidade do carbonato de

bário, BaCO3, é 4,9 . 10-9

. Calcular a solubilidade deste sal naquela temperatura.

Resolução:

BaCO3(s) Ba2+

(aq) + CO32-

(aq)

Vamos estabelecer que a solubilidade do BaCO3(s)

é X mol/L.

Observando a proporcionalidade fornecida pelos

coeficientes da equação de dissociação do sal (1:1:1), a

dissolução de X mol/L de BaCO3 produz X mol/L de

Ba2+

e X mol/L de CO32-

. Portanto, no equilíbrio, [Ba2+

] =

[CO32] = X mol/L.

Aplicando a expressão do Kps, tem-se:

Kps = [Ba2+

] . [CO32-

]

4,9 x 10-9

= X . X

910.4,9X = 7,0 . 10-5

E X E R C Í C I O S D E S A L A

01. (Fuvest – SP) Em determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata (Ag2SO4) em água é 2,0 x 10

-2 mol.L

-1. Qual o valor do produto de

solubilidade (Kps) desse sal, à mesma temperatura? 02. (Fuvest – SP) O produto de solubilidade do sulfato

de chumbo é 2,25 x 10-8

, a 25 oC. Calcule a

solubilidade do sal, em g.L-1

, nesta temperatura. (Massa molar do PbSO4 = 303 g.mol

-1)

T E S T E S D E V E S T I B U L A R

01. (FUVEST-SP) O equilíbrio de dissolução do fosfato de cálcio é representado por:

Ca3 (PO4)2(s) 3 Ca2+

(aq) + 2 PO43-

(aq)

A expressão do produto de solubilidade correspondente é:

a) Kps = [3 Ca2+

] . [2 PO43-

] b) Kps = [Ca

2+]2 . [PO4

3-]3

c) Kps = [Ca2+

] . [PO43-

] d) Kps = [Ca

2+]3 . [PO4

3-]2

e) Kps = [3 Ca2+

] . [ PO43-

] 02. (CESCEA-SP) Fosfato de prata é parcialmente

solúvel em água. Seu produto de solubilidade é dado por:

a) [Ag+] . [PO4

3-]

b) 3[Ag+] . [PO4

3-]

c) [Ag+] . 3[PO4

3-]

d) [Ag+]3 / [PO4

3-]

e) [Ag+]3. [PO4

3-]

03. (FURRN) Com base na tabela de produto de

solubilidade abaixo:

Substância P.S.

Ca(OH)2 AgCℓ

Mn(OH)2 CdS Ag2S

4,0 . 10-6

2,6 . 10

-10

3,5 . 10-14

8,0 . 10

-27

3,2 . 10-51

a substância mais solúvel é: a) Ca(OH)2 b) AgCℓ c) Mn(OH)2 d) CdS e) Ag2S 04. (FUC-MT) Com base nos valores do produto de

solubilidade (Kps) de sais em água, da tabela, podemos afirmar que o sal mais solúvel é:

Sal Kps (25°C)

CaSO4 PbI2 AgCℓ AgBr ZnS

2,4 . 10-5

8,3 . 10

-9-

1,8 . 10-10

5,0 . 10

-13

1,0 . 10-20

a) CaSO4 b) PbI2

c) AgCℓ d) AgBr e) ZnS 05. (PUC-PR) A solubilidade do cloreto de prata, AgCℓ,

é de 1,1 . 10-5

mol/L. O sal dissolvido é totalmente dissociado. Seu Kps é:

a) 1,1 . 10-5

b) 2,0 . 10

-5

c) 2,0 . 10-10

d) 1,21 . 10

-10

e) 1,1 06. (ITA-SP) Sabendo-se que a solubilidade em água, a

0°C, do sulfato de prata, Ag2SO4, é 1,8 . 10-2

mol/L, podemos concluir que o produto de solubilidade desse sal, nesta temperatura, vale:

a) 1,6 . 10-4

b) 6,5 . 10

-4

c) 6,0 . 10-3

d) 1,8 . 10

-2

e) 2,3 . 10-5

07. (FUVEST-SP) O produto de solubilidade do BaSO4

vale 1,0 . 10-10

, a 25°C. Nessa temperatura, a quantidade, em mols, de BaSO4 que se dissolve em 1 L de água pura é, aproximadamente:

a) 1010

b) 10

5

c) 10-5

d) 10

-10

e) 10-20

08. (FEI-SP) Os sulfetos metálicos são encontrados em

grande quantidade na natureza. Sabendo-se que a 25°C o produto de solubilidade do sulfeto de zinco, ZnS, vale 1,3 . 10

-23, determine sua solubilidade, em

mol/l, nessa temperatura. a) 3,6 . 10

-12

b) 3,6 . 10-8

c) 6,4 . 10

-5

d) 3,49 . 105

e) 3,6 . 104

09. (CESGRANRIO-RJ) A solubilidade do AgCℓ a 18

oC

é 0,0015 g/L. Sabendo-se que a sua massa molar é 143,5 g/mol, qual será o seu produto de solubilidade, considerando-se a concentração iônica igual à concentração molar?

a) 1,0 . 10-10

b) 1,0 . 10

-5

c) 1,5 . 10-3

d) 3,0 . 10

-3

e) 6,0 . 10-3

10. (CESGRANRIO-RJ) Um sal, representado pela

fórmula XY2, tem, a 25oC, Kps = 4 . 10

-9.

Assinale a opção que identifica a quantidade de íons X

+ e Y

- contidos em 500 mL da solução saturada

deste sal a 25oC.

mols X+ mols Y

-

a) 2 . 10-9

4 . 10-9

b) 4 . 10-9

8 . 10-9

c) 8 . 10

-9 4 . 10

-9

d) 5 . 10-4

1 . 10-3

e) 1 . 10

-3 5 . 10

-4

11. (FUVEST-SP) À temperatura T, a reação

N2O4(g) ⇄ 2 NO2(g) apresenta uma constante de equilíbrio Kc = 1,0. Analise os dados abaixo, relativos a duas misturas

gasosas sob essa mesma temperatura, e decida em

qual delas os gases estão em equilíbrio. Indique os cálculos que você utilizou.

Mistura [NO2] [N2O4]

I 1,0 x 10-1

1,0 x 10-3

II 1,0 x 10-2

1,0 x 10-4

12. (UFGO) 200 ml de solução de ácido acético contêm

3,0 g do ácido puro. Essa solução foi transferida totalmente para um balão volumétrico aferido de 500 ml de capacidade. Em seguida, completou-se o volume com água destilada até o traço de aferição. Sabendo que, na solução preparada (500 ml), o ácido acético está 1,3% ionizado, calcule sua constante de ionização. (Massas molares, em g/mol: H=1; C=12; O=16)

13. (UNICAMP-SP) A metilamina, H3C – NH2, prove-

niente da decomposição de certas proteínas e responsável pelo desagradável cheiro de peixe, é uma substância gasosa, solúvel em água. Em soluções aquosas de metilamina ocorre o equilíbrio:

H3C–NH2(aq) + H2O(l) ⇄ H3C–NH3+

(aq) + OH-(aq)

a) O pH de uma solução aquosa de metilamina será maior, menor ou igual a 7? Justifique sua resposta.

b) Por que o limão ou vinagre (soluções ácidas) diminuem o cheiro de peixe?

14. (FUVEST-SP) Considere os seguintes equilíbrios:

Ag+

(aq) + Cℓ-(aq) ⇄ AgCℓ(s) K = 6,0 x 10

9

Ag+

(aq) + I-(aq) ⇄ AgI(s) K = 1,0 x 10

16

a) Qual dos sais de prata é mais solúvel? Justifique. b) Calcule a concentração de íons Ag

+(aq) numa

solução saturada de AgI.

15. (ENEM-MEC) Suponha que um agricultor esteja interessado em fazer uma plantação de girassóis. Procurando informação, leu a seguinte reportagem:

Solo ácido não favorece plantio Alguns cuidados devem ser tomados por quem

decide iniciar o cultivo de girassol. A oleaginosa deve ser plantada em solos descompactados, com pH acima de 5,2 (que indica menor acidez da terra). Conforme as recomendações da Embrapa, o agricultor deve colocar, por hectare, 40 kg a 60 kg de nitrogênio, 40 kg a 80 kg de potássio e 40 kg a 80 kg de fósforo.

O pH do solo, na região do agricultor, é de 4,8. Dessa forma, o agricultor deverá fazer a “calagem”.

(Folha de São Paulo, 25/09/1996)

Suponha que o agricultor vá fazer calagem (aumento do pH do solo por adição de cal virgem – CaO). De maneira simplificada, a diminuição da acidez se dá pela interação da cal (CaO) com a água presente no solo, gerando hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), que reage com os íons H

+ (dos

ácidos), ocorrendo, então, a formação de água e deixando os íons Ca

2+ no solo.

Considere as seguintes equações: I. CaO + 2 H2O → Ca(OH)3 II. CaO + H2O → Ca(OH)2 III. Ca(OH)2 + 2 H

+ → Ca

2+ + 2 H2O

IV. Ca(OH)2 + H+ → CaO + H2O

O processo de calagem descrito acima pode ser representado pelas equações: a) I e II b) I e IV c) II e III d) II e IV e) III e IV

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