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EQUILÍBRIO QUÍMICO
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)
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
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)
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
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
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
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
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 ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],1 2
02) (Covest – 98) Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio,  a  uma  certa  temperatura  forneceram  os  seguintes  resultados: Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições. [ 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
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 ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],= [ C ] K C 8 x [ D ] [ A ] x [ B ] 8 4 4 16 64 K C  = 4
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
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
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
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
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”
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.
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
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
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
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
01) Considere  a  reação  em  equilíbrio químico: N 2   (g)  +  O 2   (g) 2  NO  (g) É possível deslocá-lo para a direita: ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
02) Temos o equilíbrio: Queremos aumentar a concentração de CO 2(g)  nesse equilíbrio. Para isso ocorrer, devemos: ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],CO ( g )  + H 2 O ( g ) CO 2( g )   +  H 2( g )
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 : ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
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.
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 )
Onde :  ni  é o número de mols dissociados n  é o número de mols inicial  n  i n = GRAU DE IONIZAÇÃO
Para a reação: Constante de Ionização HCN (aq) H + + (aq) (aq) CN – =  Ki [ H  ]  [ CN  ]  [ HCN ]  + –
01)  X,  Y  e  Z  representam genericamente três ácidos que, quando dissolvidos em um mesmo volume de água, à  temperatura  constante, comportam-se de acordo  com a tabela: mols dissolvidos mols ionizados  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 %   
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:   – – ,[object Object],–  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
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
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
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
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
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
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? ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],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
PILHAS ALCALINAS EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH  e  pOH
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:
[object Object],– +  –  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
02)  Qual  das  expressões  abaixo  é  conhecida  como “produto  iônico da  água,  K W ”? ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
Em água pura a concentração  hidrogeniônica  [H  ] é igual  à concentração  hidroxiliônica  [OH  ], isto é, a 25°C, observa-se que: + – =  –  7 [H  ]  [OH  ]  + – 10  =  Nestas condições dizemos que  a solução é  “ NEUTRA “
As soluções em que  [H  ]  >  [OH  ]  terão características  ÁCIDAS + – 10  mol/L <  [ H  ]  [OH  ]  + – > –  7 10  mol/L –  7 nestas soluções teremos
As soluções em que  [H  ]  <  [OH  ]  terão características  BÁSICAS + – 10  mol/L >  [ H  ]  [OH  ]  + – < –  7 10  mol/L –  7 nestas soluções teremos
01) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos citados  tem(em) caráter ácido apenas:  ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],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
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
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: ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],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 +
04)  Observando a tabela abaixo, podemos  afirmar  que  entre  os líquidos  citados  tem(êm)  caráter  ácido  apenas:  Líquido Leite Água do mar Coca-cola Café preparado Lágrima Água de lavadeira 10 –  7 10 –  7 10 –  8 10 –  3 10 –  5 10 –  12 [ H  ]  [ OH  ]  + – 10 –  7 10 –  7 10 –  6 10 –  11 10 –  9 10 –  2 a)  O leite e a lágrima. b)  A água de lavadeira. c)  O café preparado e a coca-cola. d)  A água do mar e a água de lavadeira. e)  A coca-cola.
Como os valores das concentrações  hidrogeniônica e oxidriliônica são pequenos, é comum representá-las na forma de logaritmos e,  surgiram os conceitos de pH e pOH  pH pOH = = –  log [ H  ] –  log [ OH  ] + –
Na temperatura de 25°C Em soluções neutras pH  =  pOH  =  7 Em soluções ácidas pH  <  7  e  pOH  >  7 Em soluções básicas pH  >  7  e  pOH  <  7
Podemos demonstrar que, a 25°C, e em uma mesma solução pH  +  pOH  =  14
01) A concentração dos íons H  de uma solução é igual a 0,0001.  O pH desta solução é: a)  1. b)  2. c)  4. d)  10. e)  14. pH = –  log [ H  ] + + [ H  ]  + = 0,0001 mol/L 10  mol/L –  4 –  log  10 –  4 pH = pH = – ( – 4)  x  log 10 pH = 4  x  1 pH  = 4
02) A concentração hidrogeniônica de uma solução é de  3,45 x 10  íons – g/L. O pH desta solução vale: –  11 Dado: log 3,45 = 0,54 a)  11. b)  3. c)  3,54. d)  5,4. e)  10,46. [ H  ] = 3,45 x 10  + –  11 pH = – log [H  ] + pH = – log (3,45  x  10  ) –  11 pH = – [ log 3,45  + log 10  ] –  11 pH = – [  0,54 – 11  ] pH = 11 – 0,54 pH = 10,46
03) Considere os sistemas numerados (25°C) pH = 6,0 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. ,[object Object],[object Object],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
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: ,[object Object],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  ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
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
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: ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],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
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.
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? ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
É o processo em que a água reage com  o cátion ou o ânion de um sal  Este processo é reversível, devendo ser analisado seguindo os princípios do equilíbrio químico  HIDRÓLISE SALINA
Hidrólise de um sal de  ácido e base ambos fracos . 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:
água NH 4 NO 3 solução ácida pH < 7  HIDRÓLISE DE UM SAL DE  ÁCIDO FORTE E BASE FRACA
O que ocorreu na preparação da solução? NH 4 NO 3   (aq)  + HOH  (l)  NH 4 OH  (aq)  + HNO 3   (aq) ,[object Object],HNO 3   (aq)  H  (aq)   +  NO 3   (aq) + – ,[object Object],[object Object],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 + +
água KCN solução básica pH > 7  HIDRÓLISE DE UM SAL DE  ÁCIDO FRACO E BASE FORTE
O que ocorreu na preparação da solução? KCN  (aq)   +  HOH  (l)  KOH  (aq)   +  HCN  (aq) ,[object Object],KOH  (aq)  K  (aq)   +  OH  (aq) + – ,[object Object],HCN  (aq)   HCN (aq)   Assim, teremos: K   +   CN  +  H 2 O   K  +  OH  +  HCN + – + – Isto é: CN   +   H 2 O   HCN  +  OH – –
água NH 4 CN solução final pH > 7  ou  pH < 7 HIDRÓLISE DE UM SAL DE  ÁCIDO FRACO E BASE FRACA
O que ocorreu na preparação da solução? NH 4 CN  (aq)  + HOH  (l)  NH 4 OH  (aq)  + HCN  (aq) ,[object Object],[object Object],[object Object],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
água NaCl solução final é neutra pH = 7 HIDRÓLISE DE UM SAL DE  ÁCIDO FORTE E BASE FORTE
O que ocorreu na preparação da solução? NaCl  (aq)   +  HOH  (l)  NaOH  (aq)   +  HCl  (aq) ,[object Object],NaOH  (aq)  Na  (aq)   +  OH  (aq) + – ,[object Object],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
01)  Solução  aquosa  ácida  é  obtida  quando  se  dissolve em água o sal: ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
02) O  pH  resultante da solução do nitrato de lítio (LiNO 3 ) em água será: ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
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: ,[object Object],[object Object],[object Object],Indique, na tabela que segue, a coluna contendo as cores desses sistemas depois da adição de azul de bromotimol, respectivamente: ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
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: ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
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   ] +
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:
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
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 .
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
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: ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],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
 
 
 

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Equilíbrio Químico e suas Perturbações

  • 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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.
  • 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.
  • 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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 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.
  • 23.
  • 24.
  • 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. 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. Onde : ni é o número de mols dissociados n é o número de mols inicial  n i n = GRAU DE IONIZAÇÃO
  • 28. Para a reação: Constante de Ionização HCN (aq) H + + (aq) (aq) CN – = Ki [ H ] [ CN ] [ 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 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.
  • 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. 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. 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. 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. 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.
  • 37. PILHAS ALCALINAS EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH
  • 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.
  • 40.
  • 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. As soluções em que [H ] > [OH ] terão características ÁCIDAS + – 10 mol/L < [ H ] [OH ] + – > – 7 10 mol/L – 7 nestas soluções teremos
  • 43. As soluções em que [H ] < [OH ] terão características BÁSICAS + – 10 mol/L > [ H ] [OH ] + – < – 7 10 mol/L – 7 nestas soluções teremos
  • 44.
  • 45.
  • 46.
  • 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. 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. 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. 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. 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.
  • 54.
  • 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.
  • 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.
  • 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. 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. água NH 4 NO 3 solução ácida pH < 7 HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FRACA
  • 62.
  • 63. água KCN solução básica pH > 7 HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FORTE
  • 64.
  • 65. água NH 4 CN solução final pH > 7 ou pH < 7 HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FRACA
  • 66.
  • 67. água NaCl solução final é neutra pH = 7 HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FORTE
  • 68.
  • 69.
  • 70.
  • 71.
  • 72.
  • 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. 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. 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. 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. 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.
  • 79.  
  • 80.  
  • 81.