Equilíbrio Químico

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Equilíbrio Químico e Iônico

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Equilíbrio Químico

  1. 1. EQUILÍBRIO QUÍMICO
  2. 2. Os reagentes e produtos das reações reversíveis são separados por uma dupla seta PROCESSOS REVERSÍVEIS São processos que reagentes e produtos são consumidos e produzidos ao mesmo tempo ÁGUA H2O ( l ) H2O (v) PROF. VINICIUS SILVA
  3. 3. N2O4(g) 2 NO2(g) REAÇÃO DIRETA REAÇÃO INVERSA reação DIRETA e reação INVERSA vd vi No início da reação a velocidade direta é máxima No início da reação a velocidade inversa é nula velocidade tempo com o passar do tempo Vd = Vi te Neste instante a reação atingiu o equilíbrio químico PROF. VINICIUS SILVA
  4. 4. No momento em que a reação química atinge o EQUILÍBRIO QUÍMICO as concentrações dos seus participantes permanecem constantes concentração tempo te N2O4(g) NO2(g) N2O4(g) 2 NO2(g) PROF. VINICIUS SILVA
  5. 5. As concentrações dos participantes do equilíbrio permanecem constantes , podendo ter três situações [ ] tempo reagentes produtos [ ] tempo reagentes = produtos [ ] tempo reagentes produtos PROF. VINICIUS SILVA
  6. 6. 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 PROF. VINICIUS SILVA
  7. 7. = [ A ]a . [ B ]b [ C ]C . [ D ]d CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO MOLAR Vamos considerar uma reação reversível genérica a A + b B c C + d D 2 1 No equilíbrio teremos: V1 = V2K1 . [ A ]a . [ B ]b K2 . [ C ]C . [ D ]d Isolando-se as constantes K1 K2 KC PROF. VINICIUS SILVA
  8. 8. I. O valor de KC depende da reação considerada e da temperatura. III. A constante de equilíbrio é tratada como um número puro, isto é, sem unidades IV. Líquidos e sólidos puros, que não fazem parte da solução, não constam da expressão da constante de equilíbrio II. O valor de KC independe das concentrações iniciais dos reagentes PROF. VINICIUS SILVA
  9. 9. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3 (g) [NH3]2 [N2] . [H2]3 Kc = 2 H2O( g ) 2 H2(g) + O2(g) Kc = [H2]2 . [O2] [H2O]2 PROF. VINICIUS SILVA
  10. 10. 01) Na equação abaixo, após atingir o equilíbrio químico, podemos concluir a respeito da constante de equilíbrio que: a) Quanto maior for o valor de Kc, menor será o rendimento da reação direta. b) Kc independe da temperatura. c) Se as velocidades das reações direta e inversa forem iguais, então K2 = 0. d) Kc depende das molaridades iniciais dos reagentes. e) Quanto maior for o valor de Kc, maior será a concentração dos produtos. a A + b B c C + d D 1 2 PROF. VINICIUS SILVA
  11. 11. 02) (Covest – 98) Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes resultados: Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições. [ H2 ] = 0,10 mol/L [ I2 ] = 0,20 mol/L [ HI ] = 1,0 mol/L H2 ( g ) + I2 ( g ) 2 HI ( g ) = 1, 00,0 2 KC = 50 KC = 50 [HI]2 [H2] . [I2] Kc = (1,0)2 0,1 . 0,2 = PROF. VINICIUS SILVA
  12. 12. 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 a) 16. b) 1/4. c) 4. d) 5. e) 1/16.  KC = 4KC = [A] . [B] [C] . [D] 4 . 4 8 . 8 = = 16 64 PROF. VINICIUS SILVA
  13. 13. 04) Foram colocados em um recipiente fechado, de capacidade 2,0 L, 6,5 mol de CO e 5 mol de NO2. À 200°C o equilíbrio foi atingido e verificou-se que haviam sido formados 3,5 mol de CO2. Podemos dizer que o valor de Kc para o equilíbrio dessa reação é: a) 4,23. b) 3,84. c) 2,72. d) 1,96. e) 3,72. =KC [ CO2 ] [ NO ] [ CO ] [ NO2 ] x x CO + NO2 CO2 + 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 [ NO2 ] = 1,5 2,0 = 0,75 M [ CO2 ] 2,0 = 3,5 = 1,75 M [ CO ] = 3,0 2,0 = 1,50 M 1,75 1,50 0,75 1,75 =KC x x 3,0625 1,125 =KC KC = 2,72 PROF. VINICIUS SILVA
  14. 14. 05) Em um recipiente de 400 mL são colocados 2 mols de PCl5 gasoso a uma determinada temperatura. Esse gás se decompõem segundo a reação química abaixo, e, o equilíbrio foi alcançado quando 20% do pentacloreto de fósforo reagiram (% em mols). A constante de equilíbrio, Kc, nessas condições, vale: a) 4,0. b) 1,0. c) 0,5. d) 0,25. e) 0,025. PCl5 PCl3 + Cl2 início 2,0 0,0 0,0 reage / produz 0,4 Reage : n = 0,2 x 2 = 0,4 mol 0,4 0,4 0,4 0,41,6equilíbrio [ PCl3 ] = 0,4 0,4 = 1,0 M [ Cl2 ] = 0,4 0,4 = 1,0 M [ PCl5 ] = 1,6 0,4 = 4,0 M =KC x [ PCl5 ] [ PCl3 ] [ Cl2 ] 1,0 x 1,0 4,0 = =KC 4,0 1,0 KC = 0,25 PROF. VINICIUS SILVA
  15. 15. 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 PROF. VINICIUS SILVA
  16. 16. A + B C + D v1 v2 Equilíbrio inicial Aumentando v1, o deslocamento é para a direita A + B C + D v1 v2 Aumentando v2, o deslocamento é para a esquerda A + B C + D v1 v2 Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um novo equilíbrio químico, mas com valores de concentrações e velocidades diferentes das iniciais PROF. VINICIUS SILVA
  17. 17. 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” PROF. VINICIUS SILVA
  18. 18. É possível provocar alteração em um equilíbrio químico por:  variações de temperatura.  variações de concentração dos participantes da reação.  Pressão total sobre o sistema. TEMPERATURA Observando a reação incolor ΔH< 0N2O4(g)2 NO2(g) EXOTÉRMICA ENDOTÉRMICACastanho avermelhado Balão a 100°C Cor interna é CASTANHO-AVERMELHADO Balão a 0°C Cor interna é INCOLOR PROF. VINICIUS SILVA
  19. 19. 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 PROF. VINICIUS SILVA
  20. 20. Vamos analisaro equilíbrio abaixo: Cr2O7 1 2 2 H 2 – + H2O 2 CrO4 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 PROF. VINICIUS SILVA
  21. 21. 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 PROF. VINICIUS SILVA
  22. 22. Alterações de pressão influenciam em equilíbrios que possuem espécies químicas no estado gasoso Considere a reação química em equilíbrio abaixo N2 ( g ) + 3 H2 ( g ) 2 NH3 ( g ) 4 volumes 2 volumes o AUMENTO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MENOR VOLUME na fase gasosa a DIMINUIÇÃO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MAIOR VOLUME na fase gasosa PROF. VINICIUS SILVA
  23. 23. 01) Considere a reação em equilíbrio químico: N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) É possível deslocá-lo para a direita: a) Retirando o N2 existente. b) Removendo o NO formado. c) Introduzindo um catalisador. d) Diminuindo a pressão, à temperatura constante. e) Aumentando a pressão, à temperatura constante. PROF. VINICIUS SILVA
  24. 24. 02) Temos o equilíbrio: Queremos aumentar a concentração de CO2(g) nesse equilíbrio. Para isso ocorrer, devemos: a) Aumentar a pressão sobre o sistema. b) Diminuir a pressão sobre o sistema. c) Adicionar H2(g) ao sistema. d) Retirar H2O(g) do sistema. e) Adicionar CO(g) ao sistema. CO( g ) + H2O( g ) CO2( g ) + H2( g ) PROF. VINICIUS SILVA
  25. 25. 03) O equilíbrio gasoso representado pela equação : N2( g ) + O2( g ) 2 NO( g ) – 88 kj É deslocado no sentido de formação de NO(g), se : a) a pressão for abaixada. b) N2 for retirado. c) a temperatura for aumentada. d) for adicionado um catalisador sólido ao sistema. e) o volume do recipiente for diminuído. PROF. VINICIUS SILVA
  26. 26. 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 N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g ) + 22 kcal I. Compressão da mistura. aumentaaumenta II. Aumento de temperatura. diminuidiminui III. Introdução de hidrogênio. aumentaaumenta a) aumenta, aumenta, aumenta. b) diminui, aumenta, diminui. c) aumenta, aumenta, diminui. d) diminui, diminui, aumenta. e) aumenta, diminui, aumenta. PROF. VINICIUS SILVA
  27. 27. É o caso especial de equilíbrio químico em que aparecem íons Cr2O7 2 H 2 – + H2O 2 CrO4 2 – + + Nos equilíbrios iônicos, também são definidos um grau de ionização ( α ) e uma constante de equilíbrio ( Ki ) PROF. VINICIUS SILVA
  28. 28. Onde : ni é o número de mols dissociados n é o número de mols inicial α n i n = GRAU DE IONIZAÇÃO PROF. VINICIUS SILVA
  29. 29. Para a reação: HCN(aq) H + + (aq)(aq) CN – =Ki [ H ] [ CN ] [ HCN ] + – PROF. VINICIUS SILVA
  30. 30. 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: 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 mols dissolvidos mols ionizados X Y Z 20 10 5 2 7 1 Está(ao) correta(s): a) Apenas I. b) Apenas II. c) Apenas III. d) Apenas I e II. e) I, II e III. α ni n = grau de ionização = 2 20 α = 0,10α = 10 %α X Y Z = 7 10 α = 0,70α = 70 %α = 1 5 α = 0,20α = 20 %α PROF. VINICIUS SILVA
  31. 31. 02) (FUVEST-SP) A reação H3 C – COOH H+ + H3 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 – 3 mol/L – 5 Nesta solução as concentrações em mol/L de CH3COO – e de CH3COOH são, respectivamente, da ordem de: – a) 3 x 10 – 1 e 5 x 10 – 10 . [ H+ ] = 1,0 x 10 – 3 [ CH3COO ] = 1,0 x 10 – 3– =Ki [ H ]+ [ CH3COO ]– [ CH3COOH ] 1,8 x 10 – 5 = 1,0 x 10 – 3 1,0 x 10 – 3x [ CH3COOH ] [ CH3COOH ] = 1,0 x 10 – 3 1,0 x 10 – 3x 1,8 x 10 – 5 = 5,0 x 10 – 2 b) 3 x 10 – 1 e 5 x 10 – 2 . c) 1 x 10 – 3 e 5 x 10 – 5 . d) 1 x 10 – 3 e 5 x 10 – 12 . e) 1 x 10 – 3 e 5 x 10 – 2 . PROF. VINICIUS SILVA
  32. 32. É uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução Ki = m α 2 1 – α para solução de grau de ionização pequeno Ki = m α 2 PROF. VINICIUS SILVA
  33. 33. DEMONSTRAÇÃO DA FÓRMULA Para a reação: HA (aq) H + + (aq)(aq) A – início 0,0 0,0n reage / produz ni = nα nα nα equilíbrio n – n α– nα nα [ ] V nα n α V V n ( 1 – α ) =Ki [ H ] [ A ] [ HCN ] + – = V V x V n ( 1 – α ) nα nα = n α n α V V x V n ( 1 – α ) x Ki = m α 2 1 – α para solução de grau de ionização pequeno Ki = m α 2 PROF. VINICIUS SILVA
  34. 34. 01) Uma solução 0,01 mol / L de um monoácido está 4,0% ionizada. A constante de ionização desse ácido é: m = 0,01 mol/L α = 4% = 1,0 . 10 – 2 mol/L = 0,04 = 4,0 . 10 – 2 Ki = m α 2 Ki = 1,0 x 10 – 2 x ( 4 x 10 – 2 )2 Ki = 1,0 x 10 – 2 x 16 x 10 – 4 Ki = 16 x 10 – 6 Ki = 1,6 x 10 – 5 a) 1,6 x 10 – 3 . b) 1,6 x 10 – 5 . c) 3,32 x 10 – 5 . d) 4,0 x 10 – 5 . e) 3,0 x 10 – 6 . PROF. VINICIUS SILVA
  35. 35. 02) A constante de ionização de um ácido HX, que se encontra 0,001% dissociado, vale 10 – 11 . A molaridade desse ácido, nessas condições é : a) 10 b) 0,001 c) 10 d) 0,10. e) 1,00. – 11 – 5 α = 0,001% Ki = 10 – 11 m = ? = 0,00001 = 1,0 x 10 – 5 Ki = m α 2 10 – 11 = m x ( 1,0 x 10 – 5 )2 10 – 11 = m x 10 – 10 10 – 11 m = 10 – 10 m = 10 – 1 m = 0,10 mol/L PROF. VINICIUS SILVA
  36. 36. 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 – 5 b) 1,0 x 10 – 3 c) 4,0 x 10 – 3 d) 4,0 x 10 – 2 e) 1,6 x 10 – 1 α = 0,283% Ki = ? m = 2 mol/L = 0,00283 = 2,83 . 10 – 3 Ki = m α 2 Ki = 2,0 x ( 2,83 x 10 – 3 )2 Ki = 2 x 8 x 10 – 6 Ki = 16 x 10 – 6 Ki = 1,6 x 10 – 5 PROF. VINICIUS SILVA
  37. 37. 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? α = 0,006% Ka = ? m = 0,10 mol/L = 0,00006 = 6 . 10 – 5 Ki = m α 2 Ki = 1 x 10 – 1 x 36 x 10 – 10 Ki = 36 x 10 – 11 Ki = 3,6 x 10 – 10 Ki = 1,0 x 10 – 1 ( 6 x 10 – 5 )2 a) 1,2 x 10 – 4 . b) 3,6 x 10 – 10 . c) 3,6 x 10 – 8 . d) 3,6 x 10 – 5 . e) 6,0 x 10 – 5 . PROF. VINICIUS SILVA
  38. 38. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA H2O (l) H+ (aq) + OH – (aq) A constante de equilíbrio será: Ki = [ H ] [ OH ] [ H2O ] + – como a concentração da água é praticamente constante, teremos: Ki x [ H2O] = [ H ] [ OH ]+ – Kw PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA ( Kw )A 25°C a constante “Kw” vale 10 – 14 mol/L  [ H+ ] . [ OH – ] = 10 – 14 PROF. VINICIUS SILVA
  39. 39. 1) Um alvejante de roupas, do tipo “ água de lavadeira “, apresenta [OH – ] aproximadamente igual a 1,0 . 10 – 4 mol/L. Nessas condições, a concentração de H+ será da ordem de: a) 10 – 2 b) 10 – 3 c) 10 – 10 d) 10 – 14 e) zero. [H+ ] = ? Kw = 10 – 14 M [ OH – ] = 10 – 4 M [H+ ] . [OH – ] = 10 – 14 [H ]+ = – 14 10 – 4 10 [H ]+ = – 10 10 mol/L [H+ ] . 10 –4 = 10 – 14 PROF. VINICIUS SILVA
  40. 40. 02) Qual das expressões abaixo é conhecida como “produto iônico da água, KW ”? a) Kw = [H2 ][O2 ]. b) Kw = [H+ ] / [OH – ]. c) Kw = [H+ ][OH – ]. d) Kw = [H2 O]. e) Kw = [2H][O2 ]. PROF. VINICIUS SILVA
  41. 41. Em água pura a concentração hidrogeniônica [H ] é igual à concentração hidroxiliônica [OH ], isto é, a 25°C, observa-se que: + – =[H ] [OH ]+ – 10 – 7= Nestas condições dizemos que a solução é “ NEUTRA “ PROF. AGAMENON ROBERTO
  42. 42. As soluções em que [H+ ] > [OH – ] terão características ÁCIDAS [ H+ ] > 10 – 7 mol/L [OH – ] < 10 – 7 mol/L nestas soluções teremos PROF. VINICIUS SILVA
  43. 43. As soluções em que [H+ ] < [OH – ] terão características BÁSICAS [ H+ ] < 10 – 7 mol/L [OH – ] > 10 – 7 mol/L nestas soluções teremos PROF. VINICIUS SILVA
  44. 44. 01) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos citados tem(em) caráter ácido apenas: Líquido [H+ ] [OH – 1 ] Leite 10 – 7 10 – 7 Água do mar 10 – 8 10 – 6 Coca-cola 10 – 3 10 – 11 Café preparado 10 – 5 10 – 9 Lágrima 10 – 7 10 – 7 Água de lavadeira 10 – 12 10 – 2 a) o leite e a lágrima. b) a água de lavadeira. c) o café preparado e a coca-cola. d) a água do mar e a água de lavadeira. e) a coca-cola. PROF. VINICIUS SILVA
  45. 45. 02) (Covest-90) O leite azeda pela transformação da lactose em ácido lático, por ação bacteriana. Conseqüentemente apresenta ... I) aumento da concentração dos íons hidrogênio. II) aumento da concentração dos íons oxidrilas. III) diminuição da concentração dos íons hidrogênios. IV) diminuição da concentração dos íons oxidrilas. Assinale o item a seguir que melhor representa o processo. a) I e III. b) II e IV. c) I e II. d) II. e) I e IV. PROF. VINICIUS SILVA
  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: a) uma solução onde [H + ] = 0,4 mol/L. b) uma solução completamente neutra. c) uma solução de acidez intermediária. d) uma solução menos ácida do que a de [H + ] = 0,6 mol/L. e) uma solução mais ácida do que a de [H + ] = 0,3 mol/L. V1 = 100 mL [H ]1 = 0,6 mol/L+ V2 = 200 mL [H ]2 = 0,3 mol/L+ Vf = 300 mL [H ]f = ? mol/L+ Vf x [H ]f = V1 x [H ]1 + V2 x [H ]2+ + + 300 x [H ]f = 100 x 0,6 + 200 x 0,3+ 300 x [H ]f = 60 + 60+ [H ]f = 120 : 300+ [H ]f = 0,4 mol/L+
  47. 47. 04) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos citados tem(êm) caráter ácido apenas: Líquido Leite Coca-cola Água de lavadeira 10 [ H ] [ OH ]+ – 10 Café preparado Lágrima 10 – 7 10 – 3 10 – 5 – 12 10 – 7 10 – 11 10 – 9 – 2 Água do mar 10 – 8 10 – 6 10 – 7 10 – 7 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. PROF. VINICIUS SILVA
  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 ] + – PROF. VINICIUS SILVA
  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 PROF. VINICIUS SILVA
  50. 50. Podemos demonstrar que, a 25°C, e em uma mesma solução pH + pOH = 14 PROF. VINICIUS SILVA
  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 – 4 mol/L pH = 4 pH = – log 10 – 4 pH = – (– 4) . log 10 PROF. VINICIUS SILVA
  52. 52. 02) A concentração hidrogeniônica de uma solução é de 3,45 x 10 – 11 íons – g/L. O pH desta solução vale: Dado: log 3,45 = 0,54 a) 11. b) 3. c) 3,54. d) 5,4. e) 10,46. pH = – [ 0,54 – 11 ] pH = 11 – 0,54 pH = 10,46 [ H + ] = 3,45 x 10 – 11 íons – g/L pH = – log ( 3,45 x 10 – 11 ) pH = – log [H+ ] pH = – [ log 3,45 + log 10 ] PROF. VINICIUS SILVA
  53. 53. 10 – 3 10 – 6 = 10 3 03) Considere os sistemas numerados (25°C) pH = 6,0Saliva5 pH = 8,5Sal de frutas4 pH = 8,0Clara de ovos3 pH = 6,8Leite2 pH = 3,0Vinagre1 A respeito desses sistemas, NÃO podemos afirmar: a) São de caráter básico os sistemas 3 e 4. b) O de maior acidez é o número 1. c) O de número 5 é mais ácido que o de número 2. d) O de número 1 é duas vezes mais ácido que o de número 5. e) O de menor acidez é o sal de frutas. o 1 é 1000 vezes mais ácido do que 5, então é FALSO “ 1 “ tem pH = 3  [ H+ ] = 10 – 3 “ 5 “ tem pH = 6  [ H+ ] = 10 – 6 PROF. VINICIUS SILVA
  54. 54. 04) (UPE-2004 - Q1) Na tabela, há alguns sistemas aquosos com os respectivos valores aproximados de pH, a 25°C. pH = 3,0vinagre 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: a) O vinagre é três vezes mais ácido que o suco gástrico. pH = 3,0vinagre pH = 1,0suco gástrico [ H ] = 10 M+ – 3 [ H ] = 10 M+ – 1 = 10 – 2 é 100 vezes menoré 100 vezes menor b) No vinagre, a concentração de íons H3O é cem mil vezes maior que a da saliva. + pH = 3,0vinagre pH = 8,0saliva [ H ] = 10 M+ – 3 [ H ] = 10 M+ – 8 = 105 é 100000 vezes maior é 100000 vezes maior c) A água do mar é menos alcalina que a saliva e mais ácida que o vinagre. d) O sistema aquoso limpa - forno é o que contém o menor número de mols de oxidrila por litro. e) O suco gástrico constitui um sistema aquoso fracamente ácido. PROF. VINICIUS SILVA
  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 (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 4 4 A concentração de íons hidroxila na água pura (neutra) é igual 10–7 mol/L. 0 6,5 13 ácida neutra básica63ºC Kw = 10 – 13 PROF. VINICIUS SILVA
  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: a) o cafezinho e a água sanitária apresentam propriedades básicas. b) o cafezinho e o leite apresentam propriedades básicas. c) a água sanitária apresenta propriedades básicas. d) o suco de tomate e a água sanitária apresentam propriedades ácidas. e) apenas o suco de tomate apresenta propriedades ácidas. 0 7,0 14 ácida neutra básica25ºC Kw = 10 – 14 Cafezinho: pH = 5,0 Propriedades ácidas Suco de tomate: pH = 4,2 Propriedades ácidas Água sanitária: pH = 11,5 Propriedades básicas Leite: pH = 6,4 Propriedades ácidas PROF. VINICIUS SILVA
  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 Ca10 (PO4 )6 (OH)2 . Após as refeições, ocorre diminuição do pH bucal. O pH do sangue é mantido aproximadamente constante pelo seguinte equilíbrio químico, envolvendo o íon bicarbonato: H CO HCO2 3 + - ( aq ) 3( aq )H + ( aq ) Com base nestas informações avalie as seguintes proposições: A concentração de íons H+ é maior na saliva que no sangue.0 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. PROF. VINICIUS SILVA
  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?a) pH = 4. b) 0 < pH < 4. c) 4 < pH < 7. d) pH = 7. e) 7 < pH < 14. PROF. VINICIUS SILVA
  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 PROF. VINICIUS SILVA
  60. 60. Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fracos. Os casos fundamentais são: Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca. Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte. Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fortes. PROF. VINICIUS SILVA
  61. 61. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FRACA água NH4NO3 solução ácida pH < 7 PROF. VINICIUS SILVA
  62. 62. NH4NO3 (aq) + HOH () NH4OH (aq) + HNO3 (aq) O que ocorreu na preparação da solução?  O HNO3 , é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado. HNO3 (aq) H+ (aq) + NO3 – (aq)  O NH4 OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não dissociada. NH4OH (aq) NH4OH (aq) Assim, teremos: NH4 + + NO3 – + H2O NH4OH + H+ + NO3 – Isto é: NH4 + + H2O NH4OH + H+ PROF. VINICIUS SILVA
  63. 63. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FORTE água KCN solução básica pH > 7 PROF. VINICIUS SILVA
  64. 64. KCN (aq) + HOH () KOH (aq) + HCN (aq) O que ocorreu na preparação da solução?  O HCN, é um ácido fraco, e se encontra praticamente não ionizado. HCN (aq) HCN (aq)  O KOH, é uma base forte, encontra-se totalmente dissociada. KOH (aq) K+ (aq) + OH – (aq) Assim, teremos: K+ + CN – + H2O HCN + K+ + OH – Isto é: CN – + H2O HCN + OH – PROF. VINICIUS SILVA
  65. 65. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FRACA água NH4CN solução final pH > 7 ou pH < 7 PROF. VINICIUS SILVA
  66. 66. NH4CN (aq) + HOH () NH4OH (aq) + HCN (aq) O que ocorreu na preparação da solução?  O HCN, é um ácido fraco, e se encontra praticamente não ionizado. HCN (aq) HCN (aq)  O NH4 OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não dissociada. NH4OH (aq) NH4OH (aq) A solução final pode ser ligeiramente ácida ou ligeiramente básica; isto depende da constante (Ka e Kb ) de ambos Neste caso: Ka = 4,9 x 10 – 10 e Kb = 1,8 x 10 – 5 , isto é, Kb é maior que Ka ; então a solução será ligeiramente básica PROF. VINICIUS SILVA
  67. 67. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FORTE água NaCl solução final é neutra pH = 7 PROF. VINICIUS SILVA
  68. 68. NaCl (aq) + HOH () NaOH (aq) + HCl (aq) O que ocorreu na preparação da solução?  O HCl, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado. HCl (aq) H+ (aq) + Cl – (aq)  O NaOH, é uma base forte, encontra-se totalmente dissociada. NaOH (aq) Na+ (aq) + OH – (aq) Assim, teremos: Na+ + Cl – + H2O H+ + Cl – + Na+ + OH – Isto é: H2O H+ + OH – não ocorreu HIDRÓLISE PROF. VINICIUS SILVA
  69. 69. 01) Solução aquosa ácida é obtida quando se dissolve em água o sal: a) NaHCO3. b) K2SO4. c) KCN. d) KF. e) NH4Cl pHmetro PROF. VINICIUS SILVA
  70. 70. 02) O pH resultante da solução do nitrato de potássio (KNO3 ) em água será: a) igual a 3,0. b) igual a 12,0. c) maior que 7,0. d) igual ao pH da água. e) menor que 7,0. pHmetro PROF. VINICIUS SILVA
  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: I. Água pura. II. CH3 COOH 1,0 mol/L. III. NH4 Cl 1,0 mol/L. Indique, na tabela que segue, a coluna contendo as cores desses sistemas depois da adição de azul de bromotimol, respectivamente: a) verde, amarela, azul. b) verde, azul, verde. c) verde, amarelo, verde. d) verde, amarela, amarelo. e) azul, amarelo, azul. pHmetro PROF. VINICIUS SILVA
  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: a) Na2 S. b) NaCl. c) (NH4 )2 SO4 . d) KNO3 . e) NH4 Br. PROF. VINICIUS SILVA
  73. 73. É a expressão que exprime o equilíbrio das reações de hidrólise. Para a reação NH4 + H2O NH4OH + H + + A expressão da constante de hidrólise é: Kh = [ NH4OH ] [ H ]+ [ NH4 ]+ PROF. VINICIUS SILVA
  74. 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: K K K h = w b Para a hidrólise do ânion, isto é, para sais formados por ácido fraco e base forte, usamos a relação K K K h = w a Ocorrendo a hidrólise do cátion e do ânion, para sais formados por ácido fraco e base fraca, a relação será: K K K K h = w ba x PROF. VINICIUS SILVA
  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 Kh para essa solução e o Kb para o NH4 OH. Dado: Kw = 10 – 14 , a 25°C. O NH4 Cl é proveniente do HCl (ácido forte) e do NH4 OH (base fraca), então ocorre a hidrólise do cátion NH4 + , então: início reage e produz equilíbrio 0,2 0,2 mol/L 0,0constante constante 0,0 NH4 + H2O NH4OH + H + + Reage e produz: 0,2 x 0,005 = 0,001 = 10 – 3 10 – 3 10 – 3 10 – 3 10 – 3 10 – 3 Kh = + pH = - log 10 – 3 pH = 3 [H ] = 10 mol/L+ – 3 [OH ] = 10 mol/L– 11– e pOH = 11 [NH4 ]+ [NH4OH] [H ] = 5 x 10 – 6 2 x 10 10 – 3 – 1 10 X – 3 Kh = Kw Kb = 2 x 10 – 9 5 x 10 =– 6 10 – 14 Kb PROF. VINICIUS SILVA
  76. 76. Vamos considerar um sistema contendo uma solução saturada com corpo de fundo de sulfeto ferroso (FeS). Teremos dois processos ocorrendo: vd vp FeS (s) Fe (aq) + S (aq) 2 –2+ No equilíbrio a velocidade de dissolução (vd ) é igual à velocidade de precipitação (vp ). Então teremos que: Kc = [ Fe ] [S ]2–2+ [FeS] = [ Fe ] [S ]2–2+Kc x [FeS] KS produto de solubilidade KS Conhecendo-se a solubilidade do sal, podemos determinar o Kps . PROF. VINICIUS SILVA
  77. 77. KS = [ Ag+ ] 2 [SO4 – 2 ] 01) (Fuvest – SP) Em determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata (Ag2 SO4 ) 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 x 10 – 2 mol/L Ag2 SO4 2 Ag + + SO4 2 x 10 – 2 mol/L4 x 10 – 2 mol/L – 2 KS = (4 x 10 – 2 )2 x 2 x 10 – 2 KS = 16 x 10 – 4 x 2 x 10 – 2 KS = 32 x 10 – 6 KS = 3,2 x 10 – 5 PROF. VINICIUS SILVA
  78. 78. 02) A determinada temperatura, a solubilidade do composto XY em água é 2,0 x 10 – 2 mol/L. O produto de solubilidade (Kps ) desse sal à mesma temperatura é: a) 4,0 x 10 – 4 . b) 8,0 x 10 – 4 . c) 6,4 x 10 – 5 . d) 3,2 x 10 – 5 . e) 8,0 x 10 – 6 . XY X+ A + Y – B 2,0 . 10 – 2 2,0 . 10 – 2 2,0 . 10 – 2 Kps = [ X+A ] [Y – B ] Kps = 2,0 . 10 – 2 . 2,0 . 10 – 2 Kps = 4,0 . 10 – 4 PROF. VINICIUS SILVA
  79. 79. 03) (FESO-RJ) A solubilidade de um fosfato de metal alcalino terroso a 25°C é 10 – 4 mol/L. O produto de solubilidade deste sal a 25°C é, aproximadamente, igual a: a) 1,08 x 10 – 8 . b) 1,08 x 10 – 12 . c) 1,08 x 10 – 16 . d) 1,08 x 10 – 18 . e) 1,08 x 10 – 2 . Me3(PO4)2 3 Me+ 2 + 2 PO4 – 3 10 – 4 3 x 10 – 4 2 x 10 – 4 Kps = 27 x 10 – 12 x 4 x 10 – 8 Kps = 108 x 10 – 20 Kps = (3 x 10 – 4 )3 x (2 x 10 – 4 ) 2 Kps = [ Me+ ] 3 x [ PO4 – 3 ] 2 Kps = 1,08 x 10 – 18 PROF. VINICIUS SILVA
  80. 80. 04) O carbonato de bário, BaCO3 , tem Ks = 1,6 x 10 – 9 , sob 25°C. A solubilidade desse sal, em mol/L, será igual a: a) 4 x 10 – 5 . b) 16 x 10 – 5 . c) 8 x 10 – 10 . d) 4 x 10 – 10 . e) 32 x 10 – 20 . S Ks BaCO3 Ba +2 + CO3 –2 S S = [Ba ]+2 [CO3 ] –2 1,6 x 10 – 9 x S S S = 1,6 x 10 – 92 S = 16 x 10 – 10 S = 4 x 10 – 5 PROF. VINICIUS SILVA
  81. 81. 05) (PUC-SP) Uma solução saturada de base representada por X(OH)2 , cuja reação de equilíbrio é X XOH OH H 22 2O aq aqs 2+ + -( ) ( ) ( )( ) tem pH = 10 a 25°C. O produto de solubilidade (KPS ) do X(OH)2 é: a) 5 x 10 – 13 . b) 2 x 10 – 13 . c) 6 x 10 – 1 . d) 1 x 10 – 12 . e) 3 x 10 – 10 . X(OH)2 X +2 + 2 OH – pH = 10  pOH = 4, então, [OH – ] = 10 – 4 mol/L 10 – 4 5 x 10 – 5 Kps = [ X+2 ] x [ OH – ] 2 Kps = (5 x 10 – 5 ) x ( 10 – 4 ) 2 Kps = 5 x 10 – 5 x 10 – 8 Kps = 5 x 10 – 13 PROF. VINICIUS SILVA

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