Slide com o conteúdo de Equilíbrio Químico.

1. EQUILÍBRIO QUÍMICO Este slide não é de minha autoria. Por ser um excelente material, decidi postar.

2. PROCESSOS REVERSÍVEIS São processos que reagentes e produtos são consumidos e produzidos ao mesmo tempo ÁGUA Os reagentes e produtos das reações reversíveis são separados por uma dupla seta H2O ( l ) H2O (v)

3. reação DIRETA e reação INVERSA REAÇÃO DIRETA N2O4(g) 2 NO2(g) REAÇÃO INVERSA velocidade No início da reação a velocidade direta é máxima vd Neste instante a reação atingiu o equilíbrio químico Vd= Vi com o passar do tempo No início da reação a velocidade inversa é nula vi tempo te

4. No momento em que a reação química atinge o EQUILÍBRIO QUÍMICO as concentrações dos seus participantes permanecem constantes concentração NO2(g) N2O4(g) tempo te N2O4(g) 2 NO2(g)

5. 01) Sobre equilíbrio químico: Uma reação é reversível quando se processa simultaneamente nos dois sentidos. 0 0 Uma reação reversível atinge o equilíbrio quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam. 1 1 2 2 O equilíbrio das reações é dinâmico Ao atingir o estado de equilíbrio, a concentração de cada substância do sistema permanece constante. 3 3 Todas as reações reversíveis caminham espontaneamente para o estado de equilíbrio. 4 4

6. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO MOLAR Vamos considerar uma reação reversível genérica 1 a A + b B c C + d D 2 No equilíbrio teremos: a c b d K1 [ A ] [ B ] K2 [ C ] [ D ] V 1 = V 2 c d K1 [ C ] [ D ] = KC Isolando-se as constantes a b [ A ] [ B ] K2

7. OBSERVAÇÕES I. O valor de KC depende da reação considerada e da temperatura. II. O valor de KC independe das concentrações iniciais dos reagentes 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

8. 2 H2( g ) + O2( g ) N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g ) 2 H2O( g ) 2 2 [ O2 ] [ H2 ] [ NH3 ] KC KC = = 3 2 [ H2O ] [ N2 ] [ H2 ]

9. 01) Na equação abaixo, após atingir o equilíbrio químico, podemos concluir a respeito da constante de equilíbrio que: 1 a A + b B c C + d D 2 Quanto maior for o valor de Kc, menor será o rendimento da reação direta. b) Kc independe da temperatura. Se as velocidades das reações direta e inversa forem iguais, então K2 = 0. Kc depende das molaridades iniciais dos reagentes. Quanto maior for o valor de Kc, maior será a concentração dos produtos.

10. 02) (Covest – 98) Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes resultados: [ H2 ] = 0,10 mol/L H2( g ) + I2( g ) 2 HI ( g ) [ I2 ] = 0,20 mol/L [ HI ] = 1,0 mol/L Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições. 2 [ HI ] ( 1,0 ) 1,0 KC = 50 KC = = [ H2 ] [ I2 ] (0,20) (0,10) 0,02 x

11. 03) Temos representado no gráfico abaixo as concentrações dos reagentes e dos produtos de uma mesma reação do tipo: A + B C + D Ocorrendo no sentido à direita a partir do zero. 10 [ ] 8 6 4 caminho da reação 2 Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes valores representados no gráfico. A constante de equilíbrio da reação será igual a: 16. 1/4. 4. 5. 1/16. [ C ] 8 [ D ] 8 64 x KC = [ A ] 4 4 [ B ] 16 x KC = 4

12. 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. CO + NO2 CO2 + NO início 6,5 5,0 0,0 0,0 reage / produz 3,5 3,5 3,5 3,5 equilíbrio 3,5 3,5 3,0 1,5 3,5 [ NO ] [ CO2 ] = 1,75 M [ CO2 ] = x = KC 2,0 [ CO ] [ NO2 ] x 3,5 = 1,75 M [ NO ] = 1,75 1,75 2,0 x = KC 3,0 1,50 0,75 x = 1,50 M [ CO ] = 2,0 3,0625 KC KC = 2,72 = 1,5 1,125 = 0,75 M [ NO2 ] = 2,0

13. 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 0,4 0,4 equilíbrio 1,6 0,4 0,4 0,4 1,0 x 1,0 [ PCl3 ] [ Cl2 ] [ PCl3 ] = 1,0 M = x KC = = 0,4 [ PCl5 ] 4,0 0,4 = 1,0 M [ Cl2 ] = 1,0 0,4 KC = 4,0 1,6 = 4,0 M [ PCl5 ] = 0,4 KC = 0,25 Reage : n = 0,2 x 2 = 0,4 mol

14. DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO 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

15. Equilíbrio inicial v1 A + B C + D v2 Aumentando v1, o deslocamento é para a direita Aumentando v2, o deslocamento é para a esquerda v1 v1 A + B C + D A + B C + D v2 v2 Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um novo equilíbrio químico, mas com valores de concentrações e velocidades diferentes das iniciais

16. O químico Henri Louis Le Chatelier propôs um princípio que afirma: “Quando um sistema em equilíbrio sofre algum tipo de perturbação externa, ele se deslocará no sentido de minimizar essa perturbação, a fim de atingir novamente uma situação de equilíbrio”

17. 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 EXOTÉRMICA N2O4(g) 2 NO2(g) H < 0 Observando a reação ENDOTÉRMICA Castanho avermelhado incolor Balão a 100°C Balão a 0°C Cor interna é CASTANHO-AVERMELHADO Cor interna é INCOLOR

18. 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 desloca o equilíbrio no SENTIDO EXOTÉRMICO

19. CONCENTRAÇÃO Vamos analisar o equilíbrio abaixo: 1 2 – 2 – + Cr2O7 2 CrO4 H2O + + 2 H 2 amarela alaranjada 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

20. Podemos generalizar afirmando que um(a) ... AUMENTO DE CONCENTRAÇÃO desloca o equilíbrio no SENTIDO OPOSTO da espécie química adicionada DIMINUIÇÃO DE CONCENTRAÇÃO desloca o equilíbrio no mesmo MESMO SENTIDO da espécie espécie retirada

21. PRESSÃO 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 ) 2 volumes 4 volumes a DIMINUIÇÃO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MAIORVOLUME na fase gasosa o AUMENTO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MENORVOLUME na fase gasosa

22. 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. Diminuindo a pressão, à temperatura constante. Aumentando a pressão, à temperatura constante.

23. 02) Temos o equilíbrio: CO2( g ) + H2( g ) CO( g ) + H2O( g ) Queremos aumentar a concentração de CO2(g) nesse equilíbrio. Para isso ocorrer, devemos: Aumentar a pressão sobre o sistema. Diminuir a pressão sobre o sistema. Adicionar H2(g) ao sistema. Retirar H2O(g) do sistema. Adicionar CO(g) ao sistema.

24. 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 pressão for abaixada. N2 for retirado. a temperatura for aumentada. for adicionado um catalisador sólido ao sistema. o volume do recipiente for diminuído.

25. 04) Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar amônia segundo a equação: N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g ) + 22 kcal Se a mistura dos três gases estiver em equilíbrio, qual o efeito, em cada situação, sobrea quantidade de amônia, se provocar aumenta I. Compressão da mistura. diminui II. Aumento de temperatura. aumenta III. Introdução de hidrogênio. a) aumenta, aumenta, aumenta. b) diminui, aumenta, diminui. c) aumenta, aumenta, diminui. d) diminui, diminui, aumenta. e) aumenta, diminui, aumenta.

26. EQUILÍBRIO IÔNICO É o caso especial de equilíbrio químico em que aparecem íons 2 – 2 – + + Cr2O7 2 H 2 CrO4 + H2O Nos equilíbrios iônicos, também são definidos um grau de ionização (a ) e uma constante de equilíbrio ( Ki )

27. GRAU DE IONIZAÇÃO n i a = n Onde : ni é o número de mols dissociados n é o número de mols inicial

28. Constante de Ionização Para a reação: + – + HCN H CN (aq) (aq) (aq) – + [ H ] [ CN ] Ki = [ HCN ]

29. 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 X 20 2 Y 10 7 Z 5 1 Analise as afirmações, considerando os três ácidos: I. X representa o mais forte ni a grau de ionização = II. Z representa o mais fraco n III. Y apresenta o maior grau de ionização X Y Z Está(ao) correta(s): 7 1 2 a a a a) Apenas I. b) Apenas II. c) Apenas III. d) Apenas I e II. e) I, II e III. = = = 10 5 20 a a a = = 0,70 0,20 = 0,10 a a a = = 70 % 20 % = 10 %

30. – 02) (FUVEST-SP) A reação H3C – COOH H+ + H3C – COO tem – 5 Ka = 1,8 x 10 Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma solução de [H+] = 1,0 x 10 mol/L – 3 – Nesta solução as concentrações em mol/L de CH3COO e de CH3COOH são, respectivamente, da ordem de: – 3 + [ H ] = 1,0 x 10 – 1 – 10 3 x 10 e 5 x 10 . – 1 – 2 b) 3 x 10 e 5 x 10 . – 3 – [ CH3COO ] = 1,0 x 10 – 3 – 5 c) 1 x 10 e 5 x 10 . + – – 3 – 12 d) 1 x 10 e 5 x 10 . [ H ] [ CH3COO ] = Ki – 3 – 2 e) 1 x 10 e 5 x 10 . [ CH3COOH ] – 3 – 3 1,0 x 10 1,0 x 10 – 5 x 1,8 x 10 = [ CH3COOH ] – 3 – 3 1,0 x 10 1,0 x 10 x – 2 [ CH3COOH ] = = 5,0 x 10 – 5 1,8 x 10

31. LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD É uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução a 2 m para solução de grau de ionização pequeno 2 a m = Ki = Ki a 1 –

32. DEMONSTRAÇÃO DA FÓRMULA – + HA H Para a reação: + A (aq) (aq) (aq) início 0,0 0,0 n a a a n n n ni = reage / produz a a a n n n – n equilíbrio a a a n n n ( 1 – ) [ ] V V V a a n n x + – a a V [ H ] [ A ] n n V V x = = x Ki = a [ HCN ] a V V n ( 1 – ) n ( 1 – ) V 2 m a 2 m a para solução de grau de ionização pequeno Ki Ki = = a 1 –

33. 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 – 2 m = 0,01 mol/L = 1,0 . 10 mol/L – 5 a – 2 4 % = = 0,04 = 4,0 . 10 – 5 2 a m – 5 Ki = – 6 – 2 – 2 2 = 1,0 . 10 ( 4 x 10 ) Ki x – 2 – 4 Ki = 1,0 . 10 16 x 10 x – 6 Ki = 16 x 10 – 5 Ki = 1,6 x 10

34. 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 – 5 a) 10 b) 0,001 c) 10 d) 0,10. e) 1,00. = 0,00001 = 1,0 . 10 = 0,001 % – 11 – 11 Ki = 10 – 5 m ? = 2 a m Ki = m 2 – 5 – 11 – 10 (10 ) = 10 10 x – 11 10 m m = – 1 = 10 = 0,10 M – 10 10

35. 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 m = 2,0 mol/L – 3 – 3 a – 3 = 0,00283 = 0,283 % = 2,83 . 10 – 2 Ki = ? – 1 2 a m = Ki 2 – 3 ( 2,83 x 10 ) 2,0 x = Ki – 6 = 2 x 8 x 10 Ki – 6 = 16 x 10 Ki – 5 = 1,6 x 10 Ki

36. 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? 1,2 x 10 – 4. 3,6 x 10 – 10. 3,6 x 10 – 8. 3,6 x 10 – 5. 6,0 x 10 – 5. – 1 m = 10 mol/L = 0,10 mol/L a – 5 = 0,00006 = 0,006 % = 6,0 . 10 Ki = ? 2 a m = Ki 2 – 1 – 5 ( 6,0 x 10 ) 10 x = Ki – 11 = 36 x 10 Ki – 10 = 3,6 x 10 Ki

37. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH PILHAS ALCALINAS

38. Medidas experimentais de condutibilidade de corrente elétrica mostram que a água, pura ou quando usada como solvente, se ioniza fracamente, formando o equilíbrio iônico: + – H2O OH H + (aq) ( l ) (aq) – + [ H ] [ OH ] A constante de equilíbrio será: Ki = [ H2O ] como a concentração da água é praticamente constante, teremos: – + [ H ] [ OH ] = Ki x [ Kc] Kw – – 14 – 14 + A 25°C a constante “Kw” vale 10 mol/L [ H ] [ OH ] = 10 PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA ( Kw )

39. 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 + – – 4 – 2 a) 10 b) 10 c) 10 d) 10 e) zero. = 10 M [ OH ] – 3 + [H ] = ? – 10 – 14 Kw = 10 M – 14 – 14 + – – 4 [H ] = [OH ] 10 10 x – 14 10 + [H ] = – 4 10 – 10 + [H ] = 10 mol/L

40. 02) Qual das expressões abaixo é conhecida como “produto iônico da água, KW”? Kw = [H2][O2]. Kw = [H+] / [OH – ]. Kw = [H+][OH – ]. Kw = [H2O]. Kw = [2H][O2].

41. Em água pura a concentração hidrogeniônica [H ] é igual à concentração hidroxiliônica [OH ], isto é, a 25°C, observa-se que: + – – + = = – 7 [H ] 10 [OH ] Nestas condições dizemos que a solução é “ NEUTRA “

42. As soluções em que [H ] > [OH ] terão características ÁCIDAS – + nestas soluções teremos + – 7 [ H ] > 10 mol/L – – 7 [OH ] 10 mol/L <

43. As soluções em que [H ] < [OH ] terão características BÁSICAS – + nestas soluções teremos + [ H ] – 7 < 10 mol/L – [OH ] – 7 10 mol/L >

44. 01) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos citados tem(em) caráter ácido apenas: o leite e a lágrima. a água de lavadeira. o café preparado e a coca-cola. a água do mar e a água de lavadeira. a coca-cola.

45. 02) (Covest-90) O leite azeda pela transformação da lactose em ácido lático, por ação bacteriana. Conseqüentemente apresenta ... aumento da concentração dos íons hidrogênio. aumento da concentração dos íons oxidrilas. diminuição da concentração dos íons hidrogênios. diminuição da concentração dos íons oxidrilas. Assinale o item a seguir que melhor representa o processo. I e III. II e IV. I e II. II. I e IV.

46. 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: uma solução onde [H +] = 0,4 mol/L. uma solução completamente neutra. uma solução de acidez intermediária. uma solução menos ácida do que a de [H +] = 0,6 mol/L. uma solução mais ácida do que a de [H +] = 0,3 mol/L. V1 = 100 mL V2 = 200 mL Vf = 300 mL + + + [H ]1 = 0,6 mol/L [H ]2 = 0,3 mol/L [H ]f = ? mol/L Vf x [H ]f = V1x [H ]1 + V2x [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

47. 04) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos citados tem(êm) caráter ácido apenas: – + [ OH ] [ H ] Líquido – 7 – 7 10 10 Leite – 8 – 6 10 10 Água do mar – 3 – 11 10 10 Coca-cola – 5 – 9 10 10 Café preparado – 7 10 – 7 10 Lágrima – 12 – 2 10 10 Água de lavadeira 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.

48. 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 + = – log [ H ] pH – = pOH – log [ OH ]

49. 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

50. Podemos demonstrar que, a 25°C, e em uma mesma solução pH + pOH = 14

51. 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. + – 4 0,0001 mol/L 10 mol/L [ H ] = + = – log [ H ] pH – 4 – log 10 pH = pH = – ( – 4) x log 10 pH = 4 x 1 pH = 4

52. 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. + – 11 [ H ] = 3,45 x 10 + pH = – log [H ] – 11 pH = – log (3,45 x 10 ) – 11 pH = – [log 3,45 + log 10 ] pH = – [ 0,54 – 11 ] pH = 11 – 0,54 pH = 10,46

53. 03) Considere os sistemas numerados (25°C) pH = 3,0 Vinagre 1 pH = 6,8 Leite 2 pH = 8,0 Clara de ovos 3 4 pH = 8,5 Sal de frutas pH = 6,0 Saliva 5 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. O de número 5 é mais ácido que o de número 2. O de número 1 é duas vezes mais ácido que o de número 5. e) O de menor acidez é o sal de frutas. o 1 é 1000 vezes mais ácido do que 5, então é FALSO – 3 – 3 + 1 tem pH = 3 [ H ] 10 10 = 3 = 10 – 6 – 6 + 10 5 tem pH = 6 [ H ] 10 =

54. 04) (UPE-2004 - Q1) Na tabela, há alguns sistemas aquosos com os respectivos valores aproximados de pH, a 25°C. pH = 3,0 vinagre saliva pH = 8,0 limpa - forno pH = 13,0 pH = 9,0 água do mar suco gástrico pH = 1,0 Considerando os sistemas aquosos da tabela, é correto afirmar que: O vinagre é três vezes mais ácido que o suco gástrico. + – 3 + [ H ] = 10 M b) No vinagre, a concentração de íons H3O é cem mil vezes maior que a da saliva. pH = 3,0 vinagre – 2 = 10 A água do mar é menos alcalina que a saliva e mais ácida que o vinagre. + – 1 + – 3 pH = 1,0 suco gástrico [ H ] = 10 M pH = 3,0 vinagre [ H ] = 10 M 5 = 10 O sistema aquoso limpa - forno é o que contém o menor número de mols de oxidrila por litro. é 100 vezes menor + – 8 [ H ] = 10 M pH = 8,0 saliva O suco gástrico constitui um sistema aquoso fracamente ácido. é 100000 vezes maior

55. 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 25C a constante de ionização da água é 10–14 e a 63 C é 10–13. Sobre o pH de soluções aquosas a 63C julgue os itens abaixo: pH + pOH = 13. 0 0 Água 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 A concentração de íons hidroxila na água pura (neutra) é igual 10–7 mol/L. 4 4 0 6,5 13 63ºC Kw = 10 ácida básica – 13 neutra

56. 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: o cafezinho e a água sanitária apresentam propriedades básicas. o cafezinho e o leite apresentam propriedades básicas. a água sanitária apresenta propriedades básicas. o suco de tomate e a água sanitária apresentam propriedades ácidas. e) apenas o suco de tomate apresenta propriedades ácidas. 0 7,0 14 25ºC Kw = 10 ácida básica – 14 neutra 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

57. 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: Com base nestas informações avalie as seguintes proposições: A concentração de íons H+ é maior na saliva que no sangue. 0 0 A concentração de H+ no estômago é maior que 10 – 2 mol/L. 1 1 Um aumento na acidez da saliva pode resultar em ataque ao esmalte dos dentes. 2 2 3 3 O bicarbonato pode ser usado para elevar o pH do estômago. 4 4 A adição de uma base em um meio contendo acido carbônico, íons Hidrogênio e bicarbonato causará deslocamento do equilíbrio mostrado no enunciado da questão no sentido da formação dos reagentes.

58. 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? pH = 4. 0 < pH < 4. 4 < pH < 7. pH = 7. 7 < pH < 14.

59. HIDRÓLISE SALINA 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

60. 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 fracos. Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fortes.

61. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FRACA NH4NO3 solução ácida pH < 7 água

63. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FORTE KCN solução básica pH > 7 água

65. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FRACA NH4CN solução final pH > 7 ou pH < 7 água

67. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FORTE NaCl solução final é neutra pH = 7 água

69. 01) Solução aquosa ácida é obtida quando se dissolve em água o sal: a) NaHCO3. b) Na2SO4. c) K2CO3. d) LiCl. e) NH4Cl

70. 02) O pH resultante da solução do nitrato de lítio (LiNO3) em água será: igual a 3,0. igual a 12,0. maior que 7,0. igual ao pH da água. menor que 7,0.

71. 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: Água pura. CH3COOH 1,0 mol/L. III. NH4Cl 1,0 mol/L. Indique, na tabela que segue, a coluna contendo as cores desses sistemas depois da adição de azul de bromotimol, respectivamente: verde, amarela, azul. verde, azul, verde. verde, amarelo, verde. verde, amarela, amarelo. azul, amarelo, azul.

72. 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: Na2S. NaCl. (NH4)2SO4. KNO3. NH4Br.

73. CONSTANTE DE HIDRÓLISE É a expressão que exprime o equilíbrio das reações de hidrólise. NH4 +H2O NH4OH + H Para a reação + + A expressão da constante de hidrólise é: + [ NH4OH ] [ H ] Kh = + [ NH4 ]

74. 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: Para a hidrólise do ânion, isto é, para sais formados por ácido fraco e base forte, usamos a relação Ocorrendo a hidrólise do cátion e do ânion, para sais formados por ácido fraco e base fraca, a relação será:

75. 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: NH4 +H2O NH4OH + H + + 0,0 início constante 0,0 0,2 reage e produz – 3 – 3 – 3 10 10 10 equilíbrio constante – 3 – 3 0,2 mol/L 10 10 Kw – 14 – 3 – 11 – 10 + [H ] = 10 mol/L [OH ] = 10 mol/L – 3 Kh = – 6 5 x 10 = Reage e produz: 0,2 x 0,005 = 0,001 = 10 – 3 Kb pH = - log 10 pH = 3 e pOH = 11 – 9 + [NH4OH] Kb = 2 x 10 [H ] – 3 – 3 10 10 – 6 X Kh = = 5 x 10 + – 1 [NH4 ] 2 x 10

76. PRODUTO DE SOLUBILIDADE Vamos considerar um sistema contendo uma solução saturada com corpo de fundo de sulfeto ferroso (FeS). Teremos dois processos ocorrendo: 2 – 2+ FeS (s) Fe (aq) + S (aq) No equilíbrio a velocidade de dissolução (vd) é igual à velocidade de precipitação (vp). 2+ 2– [ Fe ] [S ] 2– 2+ Então teremos que: = [ Fe ] [S ] Kc x [FeS] Kc = KS [FeS] vd vp Conhecendo-se a solubilidade do sal, podemos determinar o Kps. KS produto de solubilidade

77. 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? + –2 Ag2SO4 2 Ag+ SO4 –2 –2 –2 2 x 10 mol/L 2 x 10 mol/L 4 x 10 mol/L –2 2 + KS = [ Ag ] [SO4 ] –2 2 –2 KS = (4 x 10 ) x 2 x 10 –4 –2 KS = 16 x 10 x 2 x 10 –6 KS = 32 x 10 –5 KS = 3,2 x 10

78. 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: 4 x 10 – 5. 16 x 10 – 5. 8 x 10 – 10. 4 x 10 – 10. 32 x 10 – 20. +2 –2 BaCO3 Ba+ CO3 S S S –2 Ks +2 [CO3 ] = [Ba ] 1,6 x 10 – 9 S S x –9 2 S = 1,6 x 10 –10 S = 16 x 10 –5 S = 4 x 10