Equilibrio Químico - Conteúdo completo

47.340 visualizações

Publicada em

Slide com conteúdo completo sobre equilíbrio químico. Este slide não é de minha autoria.

Publicada em: Educação, Tecnologia, Negócios
3 comentários
28 gostaram
Estatísticas
Notas
Sem downloads
Visualizações
Visualizações totais
47.340
No SlideShare
0
A partir de incorporações
0
Número de incorporações
36
Ações
Compartilhamentos
0
Downloads
1.503
Comentários
3
Gostaram
28
Incorporações 0
Nenhuma incorporação

Nenhuma nota no slide

Equilibrio Químico - Conteúdo completo

  1. 1. EQUILÍBRIO QUÍMICO
  2. 2. ÁGUA Os reagentes e produtos das reações reversíveis são separados por uma dupla seta PROCESSOS REVERSÍVEIS São processos que reagentes e produtos são consumidos e produzidos ao mesmo tempo H 2 O ( l ) H 2 O (v)
  3. 3. N 2 O 4(g) 2 NO 2(g) velocidade tempo REAÇÃO DIRETA REAÇÃO INVERSA reação DIRETA e reação INVERSA v d v i No início da reação a velocidade direta é máxima No início da reação a velocidade inversa é nula com o passar do tempo V d = V i t e Neste instante a reação atingiu o equilíbrio químico
  4. 4. t e N 2 O 4(g) 2 NO 2(g) No momento em que a reação química atinge o EQUILÍBRIO QUÍMICO as concentrações dos seus participantes permanecem constantes concentração tempo N 2 O 4(g) NO 2(g)
  5. 5. 01) Sobre equilíbrio químico: Ao atingir o estado de equilíbrio, a concentração de cada substância do sistema permanece constante. Uma reação é reversível quando se processa simultaneamente nos dois sentidos. Todas as reações reversíveis caminham espontaneamente para o estado de equilíbrio. Uma reação reversível atinge o equilíbrio quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam. O equilíbrio das reações é dinâmico 0 0 1 1 2 2 3 3 4 4
  6. 6. a A + b B c C + d D V 1 = V 2 a b K 1 [ A ] [ B ] c d K 2 [ C ] [ D ] = a b [ A ] [ B ] c d [ C ] [ D ] K 1 K 2 K C CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO MOLAR Vamos considerar uma reação reversível genérica 2 1 No equilíbrio teremos: Isolando-se as constantes
  7. 7. OBSERVAÇÕES I. O valor de K C depende da reação considerada e da temperatura. III. A constante de equilíbrio é tratada como um número puro, isto é, sem unidades IV. Líquidos e sólidos puros, que não fazem parte da solução, não constam da expressão da constante de equilíbrio II. O valor de K C independe das concentrações iniciais dos reagentes
  8. 8. N 2( g ) + 3 H 2( g ) 2 NH 3( g ) = [ N 2 ] [ H 2 ] 3 [ NH 3 ] 2 K C 2 H 2( g ) + O 2( g ) 2 H 2 O ( g ) = [ O 2 ] [ H 2 ] 2 [ H 2 O ] 2 K C
  9. 9. 01) Na equação abaixo, após atingir o equilíbrio químico, podemos concluir a respeito da constante de equilíbrio que: a A + b B c C + d D <ul><ul><li>Quanto maior for o valor de Kc, menor será o rendimento da reação direta. </li></ul></ul><ul><ul><li>b) Kc independe da temperatura. </li></ul></ul><ul><ul><li>Se as velocidades das reações direta e inversa forem iguais, então K 2 = 0. </li></ul></ul><ul><ul><li>Kc depende das molaridades iniciais dos reagentes. </li></ul></ul><ul><ul><li>Quanto maior for o valor de Kc, maior será a concentração dos produtos. </li></ul></ul>1 2
  10. 10. 02) (Covest – 98) Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes resultados: Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições. [ H 2 ] = 0,10 mol/L [ I 2 ] = 0,20 mol/L [ HI ] = 1,0 mol/L H 2 ( g ) + I 2 ( g ) 2 HI ( g ) = [ H 2 ] [ I 2 ] [ HI ] 2 K C x (0,10) (0,20) ( 1,0 ) = 1,0 0,02 K C = 50
  11. 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. Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes valores representados no gráfico. A constante de equilíbrio da reação será igual a: 2 4 6 8 10 [ ] caminho da reação <ul><li>16. </li></ul><ul><li>1/4. </li></ul><ul><li>4. </li></ul><ul><li>5. </li></ul><ul><li>1/16. </li></ul>= [ C ] K C 8 x [ D ] [ A ] x [ B ] 8 4 4 16 64 K C = 4
  12. 12. 04) Foram colocados em um recipiente fechado, de capacidade 2,0 L, 6,5 mol de CO e 5 mol de NO 2 . À 200°C o equilíbrio foi atingido e verificou-se que haviam sido formados 3,5 mol de CO 2 . 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. = K C [ CO 2 ] [ NO ] [ CO ] [ NO 2 ] x x 1,75 1,50 0,75 CO + NO 2 CO 2 + NO início reage / produz equilíbrio 3,5 3,5 3,5 3,5 3,0 1,5 6,5 5,0 3,5 3,5 0,0 0,0 [ NO ] = 3,5 2,0 = 1,75 M [ CO ] = 3,0 2,0 [ NO 2 ] = 1,5 2,0 = 0,75 M [ CO 2 ] = 3,5 2,0 = 1,75 M = 1,50 M 1,75 = K C x x 3,0625 1,125 = K C K C = 2,72
  13. 13. 05) Em um recipiente de 400 mL são colocados 2 mols de PCl 5 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. PCl 5 PCl 3 + Cl 2 início 2,0 0,0 0,0 reage / produz 0,4 Reage : n = 0,2 x 2 = 0,4 mol 0,4 0,4 0,4 0,4 1,6 equilíbrio [ PCl 5 ] [ PCl 3 ] [ Cl 2 ] = 0,4 0,4 = 1,0 M = 0,4 0,4 = 1,0 M = 1,6 0,4 = 4,0 M = K C x [ PCl 5 ] [ PCl 3 ] [ Cl 2 ] 1,0 x 1,0 4,0 = = K C 4,0 1,0 K C = 0,25
  14. 14. DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO A + B C + D Considere um sistema em equilíbrio químico, com as substâncias A, B, C e 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. 15. A + B C + D v 1 v 2 Aumentando v 1 , o deslocamento é para a direita A + B C + D v 1 v 2 Aumentando v 2 , o deslocamento é para a esquerda A + B C + D v 1 v 2 Equilíbrio inicial Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um novo equilíbrio químico, mas com valores de concentrações e velocidades diferentes das iniciais
  16. 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. 17. TEMPERATURA Observando a reação incolor H < 0 N 2 O 4(g) 2 NO 2(g) EXOTÉRMICA ENDOTÉRMICA Castanho avermelhado Balão a 100°C Cor interna é CASTANHO-AVERMELHADO Balão a 0°C Cor interna é INCOLOR É possível provocar alteração em um equilíbrio químico por:  variações de temperatura.  variações de concentração dos participantes da reação.  Pressão total sobre o sistema.
  18. 18. Podemos generalizar dizendo que um(a) ... Podemos observar que o aumento da temperatura favorece a reação que é ENDOTÉRMICA , e a redução da temperatura favorece a reação que é EXOTÉRMICA AUMENTO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO ENDOTÉRMICO DIMINUIÇÃO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO EXOTÉRMICO
  19. 19. CONCENTRAÇÃO Vamos analisar o equilíbrio abaixo: Cr 2 O 7 1 2 2 H 2 – + H 2 O 2 CrO 4 2 – + + alaranjada amarela O acréscimo de uma base deixa a solução amarela, deslocando o equilíbrio para a direita O acréscimo de um ácido deixa a solução alaranjada, deslocando o equilíbrio para a esquerda
  20. 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. 21. PRESSÃO Considere a reação química em equilíbrio abaixo N 2 ( g ) + 3 H 2 ( g ) 2 NH 3 ( g ) 4 volumes 2 volumes Alterações de pressão influenciam em equilíbrios que possuem espécies químicas no estado gasoso o AUMENTO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MENOR VOLUME na fase gasosa a DIMINUIÇÃO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MAIOR VOLUME na fase gasosa
  22. 22. 01) Considere a reação em equilíbrio químico: N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO (g) É possível deslocá-lo para a direita: <ul><li>a) Retirando o N 2 existente. </li></ul><ul><li>b) Removendo o NO formado. </li></ul><ul><li>c) Introduzindo um catalisador. </li></ul><ul><li>Diminuindo a pressão, à temperatura constante. </li></ul><ul><li>Aumentando a pressão, à temperatura constante. </li></ul>
  23. 23. 02) Temos o equilíbrio: Queremos aumentar a concentração de CO 2(g) nesse equilíbrio. Para isso ocorrer, devemos: <ul><li>Aumentar a pressão sobre o sistema. </li></ul><ul><li>Diminuir a pressão sobre o sistema. </li></ul><ul><li>Adicionar H 2(g) ao sistema. </li></ul><ul><li>Retirar H 2 O (g) do sistema. </li></ul><ul><li>Adicionar CO (g) ao sistema. </li></ul>CO ( g ) + H 2 O ( g ) CO 2( g ) + H 2( g )
  24. 24. 03) O equilíbrio gasoso representado pela equação : N 2( g ) + O 2( g ) 2 NO ( g ) – 88 kj É deslocado no sentido de formação de NO(g), se : <ul><li>a pressão for abaixada. </li></ul><ul><li>N 2 for retirado. </li></ul><ul><li>a temperatura for aumentada. </li></ul><ul><li>for adicionado um catalisador sólido ao sistema. </li></ul><ul><li>o volume do recipiente for diminuído. </li></ul>
  25. 25. 04) Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar amônia segundo a equação: Se a mistura dos três gases estiver em equilíbrio, qual o efeito, em cada situação, sobre a quantidade de amônia, se provocar N 2 ( g ) + 3 H 2 ( g ) 2 NH 3 ( g ) + 22 kcal I. Compressão da mistura. aumenta II. Aumento de temperatura. diminui III. Introdução de hidrogênio. aumenta a) aumenta, aumenta, aumenta. b) diminui, aumenta, diminui. c) aumenta, aumenta, diminui. d) diminui, diminui, aumenta. e) aumenta, diminui, aumenta.
  26. 26. EQUILÍBRIO IÔNICO Cr 2 O 7 2 H 2 – + H 2 O 2 CrO 4 2 – + + É o caso especial de equilíbrio químico em que aparecem íons Nos equilíbrios iônicos, também são definidos um grau de ionização (  ) e uma constante de equilíbrio ( Ki )
  27. 27. Onde : ni é o número de mols dissociados n é o número de mols inicial  n i n = GRAU DE IONIZAÇÃO
  28. 28. Para a reação: Constante de Ionização HCN (aq) H + + (aq) (aq) CN – = Ki [ H ] [ CN ] [ HCN ] + –
  29. 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 Y Z 20 10 5 2 7 1 Analise as afirmações, considerando os três ácidos: I. X representa o mais forte II. Z representa o mais fraco III. Y apresenta o maior grau de ionização Está(ao) correta(s): a) Apenas I. b) Apenas II. c) Apenas III. d) Apenas I e II. e) I, II e III.  n i n = grau de ionização X = 2 20 = 0,10 = 10 %    Y Z = 7 10 = 0,70 = 70 %    = 1 5 = 0,20 = 20 %   
  30. 30. 02) (FUVEST-SP) A reação H 3 C – COOH H + + H 3 C – COO tem 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 – 5 – 3 Nesta solução as concentrações em mol/L de CH 3 COO e de CH 3 COOH são, respectivamente, da ordem de: – – <ul><li>3 x 10 e 5 x 10 . </li></ul>– 1 – 10 b) 3 x 10 e 5 x 10 . – 1 – 2 c) 1 x 10 e 5 x 10 . – 3 – 5 d) 1 x 10 e 5 x 10 . – 3 – 12 e) 1 x 10 e 5 x 10 . – 3 – 2 [ H ] = 1,0 x 10 + – 3 [ CH 3 COO ] = 1,0 x 10 – 3 – = K i [ H ] + [ CH 3 COO ] – [ CH 3 COOH ] 1,8 x 10 – 5 = 1,0 x 10 – 3 1,0 x 10 – 3 x [ CH 3 COOH ] [ CH 3 COOH ] = 1,0 x 10 – 3 1,0 x 10 – 3 x 1,8 x 10 – 5 = 5,0 x 10 – 2
  31. 31. LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD Ki = m  2 1 –  para solução de grau de ionização pequeno Ki = m  2 É uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução
  32. 32. Para a reação: HA (aq) H + + (aq) (aq) A – = K i [ H ] [ A ] [ HCN ] + – início reage / produz equilíbrio [ ] 0,0 0,0  n i n = n  n  n n –  n  n  n  V  n  n V V =  n  n V V x n ( 1 – )  V n ( 1 – ) =  n  n V V x  V n ( 1 – ) x K i = m  2 1 –  para solução de grau de ionização pequeno K i = m  2 DEMONSTRAÇÃO DA FÓRMULA
  33. 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 – 5 – 6 – 5 – 5 m = 0,01 mol/L  = 4 % = 1,0 . 10 mol/L – 2 = 0,04 = 4,0 . 10 – 2 Ki = m  2 2 = 1,0 . 10 – 2 x ( 4 x 10 ) – 2 Ki Ki = 1,0 . 10 – 2 x 16 x 10 – 4 Ki = 16 x 10 – 6 Ki = 1,6 x 10 – 5
  34. 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) 10 b) 0,001 c) 10 d) 0,10. e) 1,00. – 11 – 5 Ki m  = 2 Ki m  = = 0,001 % = 0,00001 – 11 10 ? = 1,0 . 10 – 5 = 2 – 11 10 = m x – 5 (10 ) – 10 10 = – 11 10 – 10 10 m – 1 = 10 = 0,10 M m
  35. 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 – 3 – 2 – 1 – 3 m = 2,0 mol/L  = 0,283 % Ki = ? = 0,00283 = 2,83 . 10 – 3 Ki = m  2 = 2 2,0 x ( 2,83 x 10 ) – 3 Ki Ki = 2 x 8 x 10 – 6 Ki = 16 x 10 – 6 Ki = 1,6 x 10 – 5
  36. 36. 04) (FAMECA – SP) Qual o valor de “K a ” para o HCN, sabendo-se que o ácido em solução 0,10 mol/L encontra-se 0,006% ionizado? <ul><li>1,2 x 10 – 4 . </li></ul><ul><li>3,6 x 10 – 10 . </li></ul><ul><li>3,6 x 10 – 8 . </li></ul><ul><li>3,6 x 10 – 5 . </li></ul><ul><li>6,0 x 10 – 5 . </li></ul>m = 0,10 mol/L  = 0,006 % Ki = ? = 0,00006 = 6,0 . 10 – 5 Ki = m  2 = 2 10 x ( 6,0 x 10 ) – 5 Ki Ki = 36 x 10 – 11 Ki = 3,6 x 10 – 10 = 10 mol/L – 1 – 1
  37. 37. PILHAS ALCALINAS EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH
  38. 38. H H 2 O ( l ) + (aq) + (aq) OH – A constante de equilíbrio será: K i = [ H ] [ OH ] [ H 2 O ] + – como a concentração da água é praticamente constante, teremos: = K i x [ K c ] [ H ] [ OH ] + – PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA ( Kw ) K w – 14 A 25°C a constante “Kw” vale 10 mol/L – 14 [ H ] [ OH ] = 10 + – Medidas experimentais de condutibilidade de corrente elétrica mostram que a água, pura ou quando usada como solvente, se ioniza fracamente, formando o equilíbrio iônico:
  39. 39. <ul><li>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: </li></ul>– + – 4 a) 10 b) 10 c) 10 d) 10 e) zero. – 14 – 10 – 2 – 3 [H ] = ? + [ OH ] – – 4 Kw = 10 M = 10 M – 14 = – 14 [H ] [OH ] + – 10 x – 4 10 [H ] + = – 14 10 – 4 10 [H ] + = – 10 10 mol/L
  40. 40. 02) Qual das expressões abaixo é conhecida como “produto iônico da água, K W ”? <ul><li>K w = [H 2 ][O 2 ]. </li></ul><ul><li>K w = [H + ] / [OH – ]. </li></ul><ul><li>K w = [H + ][OH – ]. </li></ul><ul><li>K w = [H 2 O]. </li></ul><ul><li>K w = [2H][O 2 ]. </li></ul>
  41. 41. Em água pura a concentração hidrogeniônica [H ] é igual à concentração hidroxiliônica [OH ], isto é, a 25°C, observa-se que: + – = – 7 [H ] [OH ] + – 10 = Nestas condições dizemos que a solução é “ NEUTRA “
  42. 42. As soluções em que [H ] > [OH ] terão características ÁCIDAS + – 10 mol/L < [ H ] [OH ] + – > – 7 10 mol/L – 7 nestas soluções teremos
  43. 43. As soluções em que [H ] < [OH ] terão características BÁSICAS + – 10 mol/L > [ H ] [OH ] + – < – 7 10 mol/L – 7 nestas soluções teremos
  44. 44. 01) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos citados tem(em) caráter ácido apenas: <ul><li>o leite e a lágrima. </li></ul><ul><li>a água de lavadeira. </li></ul><ul><li>o café preparado e a coca-cola. </li></ul><ul><li>a água do mar e a água de lavadeira. </li></ul><ul><li>a coca-cola. </li></ul>Líquido [H + ] [OH – 1 ] Leite 10 – 7 10 – 7 Água do mar 10 – 8 10 – 6 Coca-cola 10 – 3 10 – 11 Café preparado 10 – 5 10 – 9 Lágrima 10 – 7 10 – 7 Água de lavadeira 10 – 12 10 – 2
  45. 45. <ul><li>02) (Covest-90) O leite azeda pela transformação da lactose em ácido </li></ul><ul><li>lático, por ação bacteriana. Conseqüentemente apresenta ... </li></ul><ul><ul><li>aumento da concentração dos íons hidrogênio. </li></ul></ul><ul><ul><li>aumento da concentração dos íons oxidrilas. </li></ul></ul><ul><ul><li>diminuição da concentração dos íons hidrogênios. </li></ul></ul><ul><ul><li>diminuição da concentração dos íons oxidrilas. </li></ul></ul><ul><li>Assinale o item a seguir que melhor representa o processo. </li></ul><ul><li>I e III. </li></ul><ul><li>II e IV. </li></ul><ul><li>I e II. </li></ul><ul><li>II. </li></ul><ul><li>I e IV. </li></ul>
  46. 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: <ul><li>uma solução onde [H + ] = 0,4 mol/L. </li></ul><ul><li>uma solução completamente neutra. </li></ul><ul><li>uma solução de acidez intermediária. </li></ul><ul><li>uma solução menos ácida do que a de [H + ] = 0,6 mol/L. </li></ul><ul><li>uma solução mais ácida do que a de [H + ] = 0,3 mol/L. </li></ul>V 1 = 100 mL [H ] 1 = 0,6 mol/L + V 2 = 200 mL [H ] 2 = 0,3 mol/L + V f = 300 mL [H ] f = ? mol/L + V f x [H ] f = V 1 x [H ] 1 + V 2 x [H ] 2 + + + 300 x [H ] f = 100 x 0,6 + 200 x 0,3 + 300 x [H ] f = 60 + 60 + [H ] f = 120 : 300 + [H ] f = 0,4 mol/L +
  47. 47. 04) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos citados tem(êm) caráter ácido apenas: Líquido Leite Água do mar Coca-cola Café preparado Lágrima Água de lavadeira 10 – 7 10 – 7 10 – 8 10 – 3 10 – 5 10 – 12 [ H ] [ OH ] + – 10 – 7 10 – 7 10 – 6 10 – 11 10 – 9 10 – 2 a) O leite e a lágrima. b) A água de lavadeira. c) O café preparado e a coca-cola. d) A água do mar e a água de lavadeira. e) A coca-cola.
  48. 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 pH pOH = = – log [ H ] – log [ OH ] + –
  49. 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. 50. Podemos demonstrar que, a 25°C, e em uma mesma solução pH + pOH = 14
  51. 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. pH = – log [ H ] + + [ H ] + = 0,0001 mol/L 10 mol/L – 4 – log 10 – 4 pH = pH = – ( – 4) x log 10 pH = 4 x 1 pH = 4
  52. 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. [ H ] = 3,45 x 10 + – 11 pH = – log [H ] + pH = – log (3,45 x 10 ) – 11 pH = – [ log 3,45 + log 10 ] – 11 pH = – [ 0,54 – 11 ] pH = 11 – 0,54 pH = 10,46
  53. 53. 03) Considere os sistemas numerados (25°C) pH = 6,0 Saliva 5 pH = 8,5 Sal de frutas 4 pH = 8,0 Clara de ovos 3 pH = 6,8 Leite 2 pH = 3,0 Vinagre 1 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. <ul><li>O de número 5 é mais ácido que o de número 2. </li></ul><ul><li>O de número 1 é duas vezes mais ácido que o de número 5. </li></ul>e) O de menor acidez é o sal de frutas. 1 tem pH = 3 [ H ] + = 10 – 3 = 10 – 6 10 – 3 10 3 o 1 é 1000 vezes mais ácido do que 5, então é FALSO 5 tem pH = 6 [ H ] + = 10 – 6
  54. 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 limpa - forno pH = 8,0 pH = 13,0 pH = 9,0 pH = 1,0 água do mar suco gástrico Considerando os sistemas aquosos da tabela, é correto afirmar que: <ul><li>O vinagre é três vezes mais ácido que o suco gástrico. </li></ul>pH = 3,0 vinagre pH = 1,0 suco gástrico [ H ] = 10 M + – 3 [ H ] = 10 M + – 1 = 10 – 2 é 100 vezes menor b) No vinagre, a concentração de íons H 3 O é cem mil vezes maior que a da saliva. + pH = 3,0 vinagre pH = 8,0 saliva [ H ] = 10 M + – 3 [ H ] = 10 M + – 8 = 10 5 é 100000 vezes maior <ul><li>A água do mar é menos alcalina que a saliva e mais ácida que o vinagre. </li></ul><ul><li>O sistema aquoso limpa - forno é o que contém o menor número de mols de </li></ul><ul><li>oxidrila por litro. </li></ul><ul><li>O suco gástrico constitui um sistema aquoso fracamente ácido. </li></ul>
  55. 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 (K w ) 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 4 4 A concentração de íons hidroxila na água pura (neutra) é igual 10 –7 mol/L. 0 6,5 13 ácida neutra básica 63ºC Kw = 10 – 13
  56. 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: <ul><li>o cafezinho e a água sanitária apresentam propriedades básicas. </li></ul><ul><li>o cafezinho e o leite apresentam propriedades básicas. </li></ul><ul><li>a água sanitária apresenta propriedades básicas. </li></ul><ul><li>o suco de tomate e a água sanitária apresentam propriedades </li></ul><ul><li>ácidas. </li></ul><ul><li>e) apenas o suco de tomate apresenta propriedades ácidas. </li></ul>0 7,0 14 ácida neutra básica 25ºC Kw = 10 – 14 Cafezinho: pH = 5,0 Propriedades ácidas Suco de tomate: pH = 4,2 Propriedades ácidas Água sanitária: pH = 11,5 Propriedades básicas Leite: pH = 6,4 Propriedades ácidas
  57. 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 Ca 10 (PO 4 ) 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 1 1 2 2 3 3 4 4 A concentração de H + no estômago é maior que 10 – 2 mol/L. Um aumento na acidez da saliva pode resultar em ataque ao esmalte dos dentes. O bicarbonato pode ser usado para elevar o pH do estômago. A adição de uma base em um meio contendo acido carbônico, íons Hidrogênio e bicarbonato causará deslocamento do equilíbrio mostrado no enunciado da questão no sentido da formação dos reagentes.
  58. 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? <ul><li>pH = 4. </li></ul><ul><li>0 < pH < 4. </li></ul><ul><li>4 < pH < 7. </li></ul><ul><li>pH = 7. </li></ul><ul><li>7 < pH < 14. </li></ul>
  59. 59. É o processo em que a água reage com o cátion ou o ânion de um sal Este processo é reversível, devendo ser analisado seguindo os princípios do equilíbrio químico HIDRÓLISE SALINA
  60. 60. Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fracos . Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca . Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte . Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fortes . Os casos fundamentais são:
  61. 61. água NH 4 NO 3 solução ácida pH < 7 HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FRACA
  62. 62. O que ocorreu na preparação da solução? NH 4 NO 3 (aq) + HOH (l) NH 4 OH (aq) + HNO 3 (aq) <ul><li>O HNO 3 , é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado. </li></ul>HNO 3 (aq) H (aq) + NO 3 (aq) + – <ul><li>O NH 4 OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não </li></ul><ul><li>dissociada. </li></ul>NH 4 OH (aq) NH 4 OH (aq) Assim, teremos: NH 4 + NO 3 + H 2 O NH 4 OH + H + NO 3 + – + – Isto é: NH 4 + H 2 O NH 4 OH + H + +
  63. 63. água KCN solução básica pH > 7 HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FORTE
  64. 64. O que ocorreu na preparação da solução? KCN (aq) + HOH (l) KOH (aq) + HCN (aq) <ul><li>O KOH, é uma base forte, e se encontra totalmente dissociada. </li></ul>KOH (aq) K (aq) + OH (aq) + – <ul><li>O HCN, por ser um ácido fraco, encontra-se praticamente não ionizado. </li></ul>HCN (aq) HCN (aq) Assim, teremos: K + CN + H 2 O K + OH + HCN + – + – Isto é: CN + H 2 O HCN + OH – –
  65. 65. água NH 4 CN solução final pH > 7 ou pH < 7 HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FRACA
  66. 66. O que ocorreu na preparação da solução? NH 4 CN (aq) + HOH (l) NH 4 OH (aq) + HCN (aq) <ul><li>O NH 4 OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não </li></ul><ul><li>dissociada. </li></ul><ul><li>O HCN, por ser um ácido fraco, encontra-se praticamente não ionizado. </li></ul>A solução final pode ser ligeiramente ácida ou ligeiramente básica; isto depende da constante (K a e K b ) de ambos Neste caso: K a = 4,9 x 10 – 10 e K b = 1,8 x 10 – 5 , isto é, K b é maior que K a ; então a solução será ligeiramente básica
  67. 67. água NaCl solução final é neutra pH = 7 HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FORTE
  68. 68. O que ocorreu na preparação da solução? NaCl (aq) + HOH (l) NaOH (aq) + HCl (aq) <ul><li>O NaOH, é uma base forte, e se encontra totalmente dissociada. </li></ul>NaOH (aq) Na (aq) + OH (aq) + – <ul><li>O HCl, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado. </li></ul>HCl (aq) H (aq) + Cl (aq) + – Assim, teremos: Na + Cl + H 2 O Na + Cl + OH + H + – + – + – Isto é: H 2 O H + OH + – não ocorreu HIDRÓLISE
  69. 69. 01) Solução aquosa ácida é obtida quando se dissolve em água o sal: <ul><ul><li>a) NaHCO 3 . </li></ul></ul><ul><ul><li>b) Na 2 SO 4 . </li></ul></ul><ul><ul><li>c) K 2 CO 3 . </li></ul></ul><ul><ul><li>d) LiCl. </li></ul></ul><ul><li>e) NH 4 Cl </li></ul>
  70. 70. 02) O pH resultante da solução do nitrato de lítio (LiNO 3 ) em água será: <ul><li>igual a 3,0. </li></ul><ul><li>igual a 12,0. </li></ul><ul><li>maior que 7,0. </li></ul><ul><li>igual ao pH da água. </li></ul><ul><li>menor que 7,0. </li></ul>
  71. 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: <ul><ul><li>Água pura. </li></ul></ul><ul><ul><li>CH 3 COOH 1,0 mol/L. </li></ul></ul><ul><li>III. NH 4 Cl 1,0 mol/L. </li></ul>Indique, na tabela que segue, a coluna contendo as cores desses sistemas depois da adição de azul de bromotimol, respectivamente: <ul><li>verde, amarela, azul. </li></ul><ul><li>verde, azul, verde. </li></ul><ul><li>verde, amarelo, verde. </li></ul><ul><li>verde, amarela, amarelo. </li></ul><ul><li>azul, amarelo, azul. </li></ul>
  72. 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: <ul><li>Na 2 S. </li></ul><ul><li>NaCl. </li></ul><ul><li>(NH 4 ) 2 SO 4 . </li></ul><ul><li>KNO 3 . </li></ul><ul><li>NH 4 Br. </li></ul>
  73. 73. CONSTANTE DE HIDRÓLISE É a expressão que exprime o equilíbrio das reações de hidrólise. Para a reação NH 4 + H 2 O NH 4 OH + H + + A expressão da constante de hidrólise é: K h = [ NH 4 OH ] [ H ] + [ NH 4 ] +
  74. 74. Podemos relacionar a constante de hidrólise (K h ), 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. 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 K h para essa solução e o K b para o NH 4 OH. Dado: K w = 10 – 14 , a 25°C. O NH 4 Cl é proveniente do HCl (ácido forte) e do NH 4 OH (base fraca), então ocorre a hidrólise do cátion NH 4 + , então: início reage e produz equilíbrio 0,2 0,2 mol/L 0,0 constante constante 0,0 NH 4 + H 2 O NH 4 OH + H + + Reage e produz: 0,2 x 0,005 = 0,001 = 10 – 3 10 – 3 10 – 3 10 – 3 10 – 3 10 – 3 K h = + pH = - log 10 – 3 pH = 3 [H ] = 10 mol/L + – 3 [OH ] = 10 mol/L – 11 – e pOH = 11 [NH 4 ] + [ NH 4 OH] [H ] = 5 x 10 2 x 10 – 6 10 – 3 – 1 10 X – 3 K h = K w K b = 2 x 10 5 x 10 = – 6 10 – 14 – 9 K b
  76. 76. PRODUTO DE SOLUBILIDADE Vamos considerar um sistema contendo uma solução saturada com corpo de fundo de sulfeto ferroso (FeS). Teremos dois processos ocorrendo: v d v p FeS (s) Fe (aq) + S (aq) 2 – 2+ No equilíbrio a velocidade de dissolução (v d ) é igual à velocidade de precipitação (v p ). Então teremos que: Kc = [ Fe ] [S ] 2– 2+ [FeS] = [ Fe ] [S ] 2– 2+ Kc x [FeS] K S produto de solubilidade K S Conhecendo-se a solubilidade do sal, podemos determinar o K ps .
  77. 77. K S = [ Ag ] [SO 4 ] – 2 2 x 10 mol/L 01) (Fuvest – SP) Em determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata (Ag 2 SO 4 ) em água é de 2,0 x 10 – 2 mol/L. Qual o valor do produto de solubilidade (K ps ) desse sal, à mesma temperatura? Ag 2 SO 4 2 Ag + SO 4 – 2 2 x 10 mol/L – 2 4 x 10 mol/L + – 2 – 2 + 2 K S = (4 x 10 ) x 2 x 10 – 2 2 – 2 K S = 16 x 10 x 2 x 10 – 4 – 2 K S = 32 x 10 – 6 K S = 3,2 x 10 – 5
  78. 78. 02) O carbonato de bário, BaCO 3 , tem K s = 1,6 x 10 – 9 , sob 25°C. A solubilidade desse sal, em mol/L, será igual a: <ul><li>4 x 10 – 5 . </li></ul><ul><li>16 x 10 – 5 . </li></ul><ul><li>8 x 10 – 10 . </li></ul><ul><li>4 x 10 – 10 . </li></ul><ul><li>32 x 10 – 20 . </li></ul>S Ks BaCO 3 Ba + CO 3 +2 – 2 S S = [Ba ] +2 [CO 3 ] – 2 1,6 x 10 – 9 x S S S = 1,6 x 10 – 9 2 S = 16 x 10 – 10 S = 4 x 10 – 5

×