Equilibrio químico cjc

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Equilibrio químico cjc

  1. 1. EQUILÍBRIO QUÍMICO
  2. 2. PROCESSOS REVERSÍVEIS São processos que reagentes e produtossão consumidos e produzidos ao mesmo tempo ÁGUAOs reagentes e produtos das reações reversíveis são separados por uma dupla seta H2O ( l ) H2O (v)
  3. 3. reação DIRETA e reação INVERSA REAÇÃO DIRETA N2O4(g) 2 NO2(g)velocidade REAÇÃO INVERSAvd No início da reação a velocidade direta é máxima Vd = Vi Neste instante a reação atingiu o equilíbrio químico com o passar do tempo No início da reação a velocidade inversa é nulavi te tempo
  4. 4. No momento em que a reação química atinge o EQUILÍBRIO QUÍMICOas concentrações dos seus participantes permanecem constantes concentração NO2(g) N2O4(g) tempo te N2O4(g) 2 NO2(g)
  5. 5. As concentrações dos participantes do equilíbrio permanecem constantes , podendo ter três situações[ ] [ ] reagentes = produtos reagentes produtos tempo tempo [ ] produtos reagentes tempo
  6. 6. 01) Sobre equilíbrio químico: 0 0 Uma reação é reversível quando se processa simultaneamente nos dois sentidos. 1 1 Uma reação reversível atinge o equilíbrio quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam. 2 2 O equilíbrio das reações é dinâmico 3 3 Ao atingir o estado de equilíbrio, a concentração de cada substância do sistema permanece constante. 4 4 Todas as reações reversíveis caminham espontaneamente para o estado de equilíbrio.
  7. 7. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO MOLAR Vamos considerar uma reação reversível genérica 1 a A+ bB c C+ dD 2 No equilíbrio teremos:K [ A ]a [ B ] = V 2 [ C ]c [ D ]d 1 V1 b K2 c K1 [ C ] [ D ]d Isolando-se as constantes K = C K2 [ A ] a [ B ]b
  8. 8. I. O valor de KC depende da reação considerada e da temperatura.II. O valor de KC independe das concentrações iniciais dos reagentesIII. A constante de equilíbrio é tratada como um número puro, isto é, sem unidadesIV. Líquidos e sólidos puros, que não fazem parte da solução, não constam da expressão da constante de equilíbrio
  9. 9. 2 H2O(+ 3 H2( g )N2( g ) g ) 2 H2( g ) 2 NH3( g ) + O2( g ) 2 2 [ H2 ] 3[ ]O2 ] [ NH KC = C 2 3 [ N[ H2OH2 ] 2] [ ]
  10. 10. 01) Na equação abaixo, após atingir o equilíbrio químico, podemos concluir a respeito da constante de equilíbrio que: 1 a A+ bB c C+ dD 2 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.
  11. 11. 02) (Covest – 98) Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes resultados: [ H2 ] = 0,10 mol/L H2 ( g ) + I2 ( g ) 2 HI ( g ) [ I2 ] = 0,20 mol/L [ HI ] = 1,0 mol/L Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições. ([ 1,0 ]) 2 HI 1,0 KC = = KC = 50 KC = 50 (0,10)] [ H2 x [ I2 ] (0,20) 0,02
  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. 10 [ ] 8 6 4 2 caminho da reação Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes valores representados no gráfico. A constante de equilíbrio da reação será igual a: a) 16. [64 ] C 8 x [D] 8 b) 1/4. KC = c) 4. [16 ] A 4 x 4 [B] d) 5. KC = 4 e) 1/16.
  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. CO + NO2 CO2 + NO b) 3,84. c) 2,72. início 6,5 5,0 0,0 0,0 d) 1,96. reage / produz 3,5 3,5 3,5 3,5 e) 3,72. equilíbrio 3,0 1,5 3,5 3,5 3,5 [ CO2 ] = = 1,75 M [ CO2 ] x [ NO ] 2,0 KC = [ CO ] x [ NO2 ] 3,5 [ NO ] = = 1,75 M 2,0 1,75 x 1,75 KC = 3,0 1,50 x 0,75 [ CO ] = = 1,50 M 2,0 3,0625 1,5 KC = KC = 2,72 [ NO2 ] = = 0,75 M 1,125 2,0
  14. 14. 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. PCl5 PCl3 + Cl2 b) 1,0. início 2,0 0,0 0,0 c) 0,5. reage / produz 0,4 0,4 0,4 d) 0,25. equilíbrio 1,6 0,4 0,4 e) 0,025. 0,4 [ PCl3 ] 1,0 x 1,0 [ PCl3 ] = = 1,0 M KC = x [ Cl2 ] 0,4 = Reage : n = 0,2 x 2 = 0,4 mol [ PCl5 ] 4,0 0,4 [ Cl2 ] = = 1,0 M 0,4 1,0 KC = 1,6 4,0 [ PCl5 ] = = 4,0 M 0,4 KC = 0,25
  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
  16. 16. Equilíbrio inicial v1 A + B C + D v2 Aumentando v1, 2 o o deslocamento é para a direita deslocamento é para a esquerda v1 A + B C + D v2Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um novo equilíbrio químico, mas com valores de concentrações e velocidades diferentes das iniciais
  17. 17. O químico Henri Louis Le Chatelier propôs um princípio que afirma: “Quando um sistema em equilíbrio sofre algum tipode perturbação externa, ele se deslocará no sentido de minimizar essa perturbação,a fim de atingir novamente uma situação de equilíbrio”
  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 TEMPERATURA EXOTÉRMICA 2 NO2(g) N2O4(g) ΔH < 0Observando a reação Castanho ENDOTÉRMICA incolor avermelhado Balão aa100°C Balão 0°C Cor Cor interna é interna é INCOLOR CASTANHO-AVERMELHADO
  19. 19. Podemos observar que oaumento da temperatura favorece a reação que é ENDOTÉRMICA, e a redução da temperatura favorece a reação que é EXOTÉRMICAPodemos generalizar dizendo que um(a) ... AUMENTO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO ENDOTÉRMICO DIMINUIÇÃO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO EXOTÉRMICO
  20. 20. Vam analisar o equilíbrio abaixo: os 2– 1 2– Cr2O7 + H2O 2 CrO4 + 2H + 2 amarela alaranjada O acréscim o d umácido deixa a solução alaranjada, O acréscim de um base d o e a eixa a solução am arela, deslocando deslocando o equilíbrio para a esquerda o equilíbrio para a direita
  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
  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 aoDIMINUIÇÃO DE PRESSÃO AUMENTO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MENORVOLUME na fase gasosa no sentido do MAIOR VOLUME na fase gasosa
  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.
  24. 24. 02) Temos o equilíbrio: CO( g ) + H2O( g ) CO2( g ) + H2( g ) 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.
  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.
  26. 26. 04) Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar amônia segundo a equação: N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g ) + 22 kcal Se a mistura dos três gases estiver em equilíbrio, qual o efeito, em cada situação, sobre a quantidade de amônia, se provocar I. Compressão da mistura. aumenta aumenta II. Aumento de temperatura. diminui diminui III. Introdução de hidrogênio. aumenta aumenta a) aumenta, aumenta, aumenta. b) diminui, aumenta, diminui. c) aumenta, aumenta, diminui. d) diminui, diminui, aumenta. e) aumenta, diminui, aumenta.
  27. 27. É o caso especial de equilíbrio químico em que aparecem íons 2– 2–Cr2O7 + H2O 2 CrO4 + 2H+ Nos equilíbrios iônicos, também são definidos um grau de ionização ( α ) e uma constante de equilíbrio ( Ki )
  28. 28. GRAU DE IONIZAÇÃO ni α = nOnde : ni é o número de mols dissociados n é o número de mols inicial
  29. 29. Para a reação: HCN (aq) + + H (aq) – CN (aq) [H + ] [ CN – ] Ki = [ HCN ]
  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: mols dissolvidos mols ionizados X 20 2 Y 10 7 Z 5 1 Analise as afirmações, considerando os três ácidos: I. X representa o mais forte ni α = grau de ionização II. Z representa o mais fraco n III. Y apresenta o maior grau de ionização Está(ao) correta(s): X Y Z 2 7 1 a) Apenas I. α = α = α = 20 10 5 b) Apenas II. c) Apenas III. α = 0,10 α = 0,70 α = 0,20 d) Apenas I e II. e) I, II e III. α = 10 % α = 70 % α = 20 %
  31. 31. 02) (FUVEST-SP) A reação H3C – COOH H+ + H3C – COO – tem Ka = 1,8 x 10– 5 Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma solução –3 de [H+] = 1,0 x 10 mol/L – Nesta solução as concentrações em mol/L de CH3COO e de CH3COOH são, respectivamente, da ordem de: [H + ] = 1,0 x 10– 3 a) 3 x 10 – 1 e 5 x 10– 10 . b) 3 x 10 – 1 e 5 x 10 – 2 . –3 c) 1 x 10 – 3 e 5 x 10 – 5 . [ CH3COO – ] = 1,0 x 10 d) 1 x 10 – 3 e 5 x 10 – 12 . [ H+ ] [ CH3COO – ] Ki = e) 1 x 10 – 3 e 5 x 10 – 2 . [ CH3COOH ] –5 1,0 x 10 – 3 x 1,0 x 10 – 31,8 x 10 = [ CH3COOH ] –3 1,0 x 10 x 1,0 x 10 – 3 [ CH3COOH ] = = 5,0 x 10 – 2 1,8 x 10 – 5
  32. 32. É uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução m α2 para solução de grau 2K = i K =mα i 1– α de ionização pequeno
  33. 33. DEMONSTRAÇÃO DA FÓRMULA –Para a reação: HA H + + A (aq) (aq) (aq) início n 0,0 0,0 reage / produz ni = nα nα nα equilíbrio n–nα – nα nα [ ] n(1 – α ) nα nα V V V nα nα x [ H + ] [ A– ] V V n α n α x VKi = = = x [ HCN ] n(1– α) V V n(1 – α ) V 2 = mα para solução de grau 2 Ki de ionização pequeno Ki = m α 1 – α
  34. 34. 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 – 3. m = 0,01 mol/L = 1,0 . 10 – 2 mol/L b) 1,6 x 10 – 5. α = 4 % = 0,04 = 4,0 . 10 – 2 c) 3,32 x 10 –5 . d) 4,0 x 10 – 5. Ki = m α 2 e) 3,0 x 10 – 6. 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
  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: – 11 α = 0,001% = 0,00001 = 1,0 x 10 – 5 a) 10 b) 0,001 Ki = 10 – 11 –5 c) 10 m = ? d) 0,10. Ki = m α 2 e) 1,00. 10 – 11 = m x ( 1,0 x 10 – 5)2 10 – 11 = m x 10 – 10 10 – 11 m = m = 10 – 1 10 – 10 m = 0,10 mol/L
  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: –5 –3 a) 1,6 x 10 α = 0,283% = 0,00283 = 2,83 . 10 –3 m = 2 mol/L b) 1,0 x 10 –3 Ki = ? Ki = m α 2 c) 4,0 x 10 –2 d) 4,0 x 10 Ki = 2,0 x ( 2,83 x 10 – 3)2 –1 e) 1,6 x 10 Ki = 2 x 8 x 10 – 6 Ki = 16 x 10 – 6 Ki = 1,6 x 10 – 5
  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? a) 1,2 x 10 – 4. Ka = ? b) 3,6 x 10 – 10 . m = 0,10 mol/L c) 3,6 x 10 – 8. –5 α = 0,006% = 0,00006 = 6 . 10 d) 3,6 x 10 – 5. Ki = m α 2 e) 6,0 x 10 . –5 Ki = 1,0 x 10 – 1 ( 6 x 10 – 5)2 Ki = 1 x 10 – 1 x 36 x 10 – 10 Ki = 36 x 10 – 11 Ki = 3,6 x 10 – 10
  38. 38. Medidas experimentais de condutibilidade de corrente elétrica mostram que a água, pura ou quando usada como solvente, se ioniza fracamente, formando o equilíbrio iônico: + – H2O (l) H (aq) + OH (aq) [ H + ] [ OH – ] A constante de equilíbrio será: Ki = [ H 2O ] como a concentração da água é praticamente constante, teremos: Ki x [ H2O] = [ H + ] [ OH – ] Kw [ H + ] [ OH – ] = 10 – 14 – 14A 25°C a constante “Kw” vale 10 ÁGUA ( Kw ) PRODUTO IÔNICO DA mol/L
  39. 39. 1) Um alvejante de roupas, do tipo “ água de lavadeira “, – –4 apresenta [OH ] aproximadamente igual a 1,0 x 10 mol/L. Nessas condições, a concentração de H + será da ordem de: –4 a) 10 –2 [ OH – ] = 10 M b) 10 – 3 [H + ] = ? c) 10 – 10 Kw = 10 – 14 M d) 10 – 14 – 14 e) zero. [H + ] x [OH–– ] = 10 10 4 – 14 10 [H + ] = 10 – 4 – 10 [H + ] = 10 mol/L
  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 = [H2O]. e) Kw = [2H][O2].
  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 “
  42. 42. As soluções em que + – [H ] > [OH ] terão características ÁCIDASnestas soluções teremos [ H+] > 10 – 7 mol/L[OH – ] < 10 – 7 mol/L
  43. 43. As soluções em que + – [H ] < [OH ] terão características BÁSICASnestas soluções teremos [ H+] < 10 – 7 mol/L[OH – ] > 10 – 7 mol/L
  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.
  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.
  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 V2 = 200 mL Vf = 300 mL [H+ ]1 = 0,6 mol/L [H + ]2 = 0,3 mol/L [H + ]f = ? mol/L Vf x [H + ]f = 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 [ H+ ] [ OH – ] –7 –7 Leite 10 10 –8 –6 Água do mar 10 10 –3 Coca-cola 10 10 – 11 –5 –9 Café preparado 10 10 –7 Lágrima 10 10 – 7 – 12 Água de lavadeira 10 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 = – log [ H + ] pOH = – 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. [ H+ ] = 10 – 4 mol/L 0,0001 mol/L b) 2. pH = – log [ H + ] c) 4. –4 d) 10. pH = – log 10 e) 14. pH = – ( – 4) x log 10 pH = 4 x 1 pH = 4
  52. 52. 02) A concentração hidrogeniônica de uma solução é de – 11 3,45 x 10 íons – g/L. O pH desta solução vale: Dado: log 3,45 = 0,54 a) 11. [ H + ] = 3,45 x 10 – 11 b) 3. + pH = – log [H ] c) 3,54. pH = – log (3,45 x 10 – 11 ) d) 5,4. pH = – [log 3,45 + log 10 – 11 ] e) 10,46. pH = – [ 0,54 – 11 ] pH = 11 – 0,54 pH = 10,46
  53. 53. 03) Considere os sistemas numerados (25°C) 1 Vinagre pH = 3,0 2 Leite pH = 6,8 3 Clara de ovos pH = 8,0 4 Sal de frutas pH = 8,5 5 Saliva pH = 6,0 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 1 tem pH = 3 [ H +] = 10 – 3 10 – 3 mais ácido do que = 10 3 5, então é FALSO –6 5 tem pH = 6 [ H +] = 10 – 6 10
  54. 54. 04) (UP E-2004 - Q1) Na tabela, há alguns sistem aquosos com os respectivos valores as aproximados de pH, a 25°C. vinagre pH = 3,0 saliva pH = 8,0 lim - forno pa pH = 13,0 água d m o ar pH = 9,0 suco gástrico pH = 1,0 Considerando os sistem aquosos da tabela, é correto afirm que: as ara) O vinagre é três vezes m is ácido que o suco gástrico. ab) No vinagre, a concentração de íons 3,0O + [éH + ] il vezes– 3ior que a da saliva. vinagre pH = H3 cemm= 10 m M a –2 = 10c) Agástrico m é m água do arsuco vinagre enos alcalina que a sa + m ácida1 o vinagre. pH = 3,0 [liva e ] ais 10 – 3 M pH = 1,0 que H = 5d) O sistem aquoso lim - forno é o que contém o m a pa enor núm = 10 m ero de ols de saliva oxidrila por litro. pH = 8,0 [ H + ] = 10 – 8 M 100 vezes menor é 100 vezes menor ée) O suco gástrico constitui umsistem aquoso fracam a ente ácido. é 100000 vezes é 100000 vezes maior maior
  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: 0 0 pH + pOH = 13. 1 1 Água pura (neutra) apresenta pH igual a 6,5. 2 2 Água pura (neutra) apresenta pH igual a 7,0. 3 3 Uma solução com pH igual a 6,7 é ácida. 4 4 A concentração de íons hidroxila na água pura (neutra) é igual 10–7 mol/L. 0 6,5 13 63ºC ácida básica – 13 K = 10 w neutra
  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 25ºC ácida básica – 14 Kw = 10 neutra Cafezinho: pH = 5,0 Propriedades ácidas Suco de tomate: pH = 4,2 Propriedades ácidas Água sanitária: pH = 11,5 Propriedades básicas Leite: pH = 6,4 Propriedades ácidas
  57. 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 2 CO 3 ( aq ) H +( aq ) + HCO 3 ( aq ) Com base nestas informações avalie as seguintes proposições: 0 0 A concentração de íons H+ é maior na saliva que no sangue. 1 1 A concentração de H+ no estômago é maior que 10 – 2 mol/L. 2 2 Um aumento na acidez da saliva pode resultar em ataque ao esmalte dos dentes. 3 3 O bicarbonato pode ser usado para elevar o pH do estômago. 4 4 A adição de uma base em um meio contendo acido carbônico, íons Hidrogênio e bicarbonato causará deslocamento do equilíbrio mostrado no enunciado da questão no sentido da formação dos reagentes.
  58. 58. 08) (Fuvest – SP) À temperatura ambiente, o pH de um certorefrigerante, 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 4. do refrigerante depois de a garrafa ser aberta? a) pH = pH b) 0 < pH < 4. c) 4 < pH < 7. d) pH = 7. e) 7 < pH < 14.
  59. 59. HIDRÓLISE SALINAÉ o processo em que a água reage com o cátion ou o ânion de um sal Este processo é reversível, devendo ser analisado seguindo os princípios do equilíbrio químico
  60. 60. Os casos fundamentais são: Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca. Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte. Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fracos. Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fortes.
  61. 61. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FRACA O3 4NNH solução ácida pH < 7água
  62. 62. O que ocorreu na preparação da solução? NH4NO3 (aq) + HOH (l) NH4OH (aq) + HNO3 (aq) O HNO3, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado. + – HNO3 (aq) H (aq) + NO3 (aq) O NH4OH, 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
  63. 63. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FORTE KCN solução básica pH > 7água
  64. 64. O que ocorreu na preparação da solução? KCN (aq) + HOH (l) KOH (aq) + HCN (aq) O KOH, é uma base forte, e se encontra totalmente dissociada. + – KOH (aq) K (aq) + OH (aq) O HCN, por ser um ácido fraco, encontra-se praticamente nãoionizado. HCN (aq) HCN(aq) Assim, teremos: + – + – K + CN + H 2O K + OH + HCN Isto é: – – CN + H 2O HCN + OH
  65. 65. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FRACA N 4C NH solução final pH > 7 ou pH < 7água
  66. 66. O que ocorreu na preparação da solução?NH4CN (aq) + HOH (l) NH4OH (aq) + HCN (aq) O NH4OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não dissociada. O HCN, por ser um ácido fraco, encontra-se praticamente não ionizado. 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
  67. 67. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FORTE l NaC solução final é neutra pH = 7água
  68. 68. O que ocorreu na preparação da solução? NaCl (aq) + HOH (l) NaOH (aq) + HCl (aq) O NaOH, é uma base forte, e se encontra totalmente dissociada. + – NaOH (aq) Na (aq) + OH (aq)  O HCl, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado. + – HCl (aq) H (aq) + Cl (aq) Assim, teremos: + – + – – +Na + Cl + H2O Na + Cl + OH + H Isto é: + – H2O H + OH não ocorreu HIDRÓLISE
  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
  70. 70. 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) Na2S. b) NaCl. c) (NH4)2SO4. d) KNO3. e) NH4Br.
  71. 71. 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: [ NH4OH ] [H +] Kh = [ NH4 + ]
  72. 72. 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: Kw Kh = KbPara a hidrólise do ânion, isto é, para sais formados Kw Kh = por ácido fraco e base forte, usamos a relação Ka Ocorrendo a hidrólise do cátion e do ânion, para sais formados por ácido fraco e base fraca, a relação será: Kw Kh = Ka xKb
  73. 73. 01) (UFPI) Uma solução aquosa de cloreto de amônio 0,2 mol/L apresenta um grau de hidrólise igual a 0,5%. Determine o [H+], [OH –], pH, pOH e Kh para essa solução e o Kb para o NH4OH. Dado: Kw = 10 – 14, a 25°C. O NH4Cl é proveniente do HCl (ácido forte) e do NH4OH (base fraca), então ocorre a hidrólise do cátion NH4+, então: + NH4 + H2O NH4OH + H+ início 0,2 constante 0,0 0,0 reage 10 – 3 10 – 3 10 – 3 e produz equilíbrio 0,2 mol/L constante 10 – 3 10 – 3[H +] = 10 – 3mol/L [OH –] = 10 – – 3mol/L 11 10w 14 K –Reage e produz: 0,2 x 0,005 = 0,001 = 10 K6 = 5 x 10–h = pH = - log 10 – 3 pH = 3 e pOH = 11 Kb [NH4OH]X 10 –+3 10 – 3 [H ] Kb = 2 x 10 – 9 Kh = = 5 x 10 – 6 [NH4 +– 1 2 x 10 ]
  74. 74. Vamos considerar um sistema contendo umasolução saturada com corpo de fundo de sulfeto ferroso (FeS).Teremos dois processos ocorrendo: FeS (s) Fe2+ (aq) + S2 – (aq) No equilíbrio a velocidade de dissolução (vd) é igual à velocidade de precipitação (vp). [ Fe 2+ ] [S2– ] Então teremos que: Kc x=[FeS] = [ Fe 2+ ] [S2– ] Kc KS vd vp [FeS] Conhecendo-se a solubilidade do sal, KS podemos determinar o Kps. produto de solubilidade
  75. 75. 01) (Fuvest – SP) Em determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata (Ag2SO4) em água é de 2,0 x 10 – 2 mol/L. Qual o valor do produto de solubilidade (Kps ) desse sal, à mesma temperatura? Ag2SO4 2 Ag + + SO4 –2 2 x 10 –2 mol/L 4 x 10 –2 mol/L 2 x 10 –2 mol/L KS = [ Ag+ ] 2 [SO4 – 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
  76. 76. 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: XY X+A + Y –B a) 4,0 x 10 – 4. 2,0 x 10 – 2 2,0 x 10 – 2 2,0 x 10 – 2 b) 8,0 x 10 – 4. c) 6,4 x 10 – 5. Kps = [ X+A ] [Y – B ] d) 3,2 x 10 – 5. Kps = 2,0 x 10 – 2 x 2,0 x 10 – 2 e) 8,0 x 10 – 6. Kps = 4,0 x 10 – 4
  77. 77. 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. Me3(PO4)2 3 Me+ 2 + 2 PO4– 3 b) 1,08 x 10 – 12. 10 – 4 3 x 10 – 4 2 x 10 – 4 c) 1,08 x 10 – 16. Kps = [ Me+ ] 3 x [ PO4 – 3 ] 2 d) 1,08 x 10 – 18. e) 1,08 x 10 – 2. Kps = (3 x 10 – 4 )3 x (2 x 10 – 4 ) 2 Kps = 27 x 10 – 12 x 4 x 10 – 8 Kps = 108 x 10 – 20 Kps = 1,08 x 10 – 18
  78. 78. 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. BaCO3 Ba +2 + CO3 –2 b) 16 x 10 – 5. S S S c) 8 x 10 – 10 . d) 4 x 10 – 10. –2 1,6 x 10Ks = [Ba +2 S 3 –9 S x ] [CO ] e) 32 x 10 – 20. S 2 = 1,6 x 10 – 9 S= 16 x 10 – 10 S = 4 x 10 – 5
  79. 79. 05) (PUC-SP) Uma solução saturada de base representada por X(OH) 2, cuja reação de equilíbrio é H 2O 2+ - X ( OH ) 2 (s) X (aq ) + 2 OH (aq ) tem pH = 10 a 25°C. O produto de solubilidade (K PS) do X(OH)2 é: a) 5 x 10 – 13 . pH = 10  pOH = 4, então, [OH – ] = 10 – 4 mol/L b) 2 x 10 – 13. X(OH)2 X +2 + 2 OH – c) 6 x 10 – 1. 5 x 10 – 5 10 – 4 d) 1 x 10 – 12. Kps = [ X+2 ] x [ OH – ] 2 e) 3 x 10 – 10. Kps = (5 x 10 – 5 ) x ( 10 – 4 ) 2 Kps = 5 x 10 – 5 x 10 – 8 Kps = 5 x 10 – 13

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