Este documento discute equilíbrio químico, incluindo: 1) Reações reversíveis atingem o equilíbrio quando as velocidades das reações direta e inversa são iguais. 2) A constante de equilíbrio depende da concentração das substâncias no equilíbrio e é independente das concentrações iniciais. 3) O equilíbrio químico pode ser deslocado alterando fatores como temperatura, concentração e pressão.

1. EQUILÍBRIOQUÍMICOEste slide não é de minha autoria.Por ser um excelentematerial, decidi postar.

2. PROCESSOS REVERSÍVEISSão processos que reagentes e produtossão consumidos e produzidos ao mesmo tempo ÁGUAOs reagentes e produtos das reações reversíveissão separados por uma dupla seta H2O ( l ) H2O (v)

3. reação DIRETA e reação INVERSA REAÇÃO DIRETA N2O4(g)2 NO2(g)REAÇÃO INVERSA velocidadeNo início da reação a velocidade direta é máxima vdNeste instante a reação atingiu o equilíbrio químico Vd= Vicom o passar do tempo No início da reação a velocidade inversa é nula vi tempote

4. No momento em que a reação química atinge oEQUILÍBRIO QUÍMICO as concentrações dos seus participantes permanecem constantesconcentraçãoNO2(g)N2O4(g)tempoteN2O4(g)2 NO2(g)

5. 01) Sobre equilíbrio químico:Uma reação é reversível quando se processa simultaneamentenos dois sentidos. 00Uma reação reversível atinge o equilíbrio quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam. 1122O equilíbrio das reações é dinâmico Ao atingir o estado de equilíbrio, a concentração de cada substância do sistema permanece constante.33Todas as reações reversíveis caminham espontaneamente para o estado de equilíbrio. 44

6. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO MOLARVamos considerar uma reação reversível genérica 1a A + b Bc C + d D2No equilíbrio teremos:acbdK1 [ A ] [ B ]K2 [ C ] [ D ]V 1=V 2cdK1[ C ] [ D ]=KCIsolando-se as constantesab[ A ] [ B ]K2

7. OBSERVAÇÕESI. 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 unidades IV. Líquidos e sólidos puros, que não fazem parte da solução, não constam da expressão da constante de equilíbrio

8. 2 H2( g ) + O2( g )N2( g ) + 3 H2( g )2 NH3( g )2 H2O( g )22[ O2 ][ H2 ][ NH3 ]KCKC==32[ H2O ][ N2 ][ H2 ]

9. 01) Na equação abaixo, após atingir o equilíbrio químico, podemos concluir a respeito da constante de equilíbrio que:1a A + b Bc C + d D2 Quanto maior for o valor de Kc, menor será o rendimento da reação direta.b) Kc independe da temperatura. Se as velocidades das reações direta e inversa forem iguais, então K2 = 0. Kc depende das molaridades iniciais dos reagentes. Quanto maior for o valor de Kc, maior será a concentração dos produtos.

10. 02) (Covest – 98) Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes resultados:[ H2 ] = 0,10 mol/LH2( g ) + I2( g )2 HI ( g )[ I2 ] = 0,20 mol/L[ HI ] = 1,0 mol/LDetermine a constante de equilíbrio da reação nestas condições.2[ HI ]( 1,0 )1,0 KC = 50KC==[ H2 ][ I2 ](0,20)(0,10)0,02x

11. 03) Temos representado no gráfico abaixo as concentrações dos reagentes e dos produtos de uma mesma reação do tipo:A + BC + DOcorrendo no sentido à direita a partir do zero. 10[ ]864caminho da reação2Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes valores representados no gráfico. A constante de equilíbrio da reação será igual a: 16. 1/4. 4. 5. 1/16.[ C ]8[ D ]864xKC=[ A ]44[ B ]16xKC = 4

12. 04) Foram colocados em um recipiente fechado, de capacidade 2,0 L, 6,5 mol de CO e 5 mol de NO2. À 200°C o equilíbrio foi atingido e verificou-se que haviam sido formados 3,5 mol de CO2. Podemos dizer que o valor de Kc para o equilíbrio dessa reação é:a) 4,23.b) 3,84.c) 2,72.d) 1,96.e) 3,72.CO + NO2CO2 + NOinício6,5 5,0 0,0 0,0 reage / produz3,5 3,5 3,5 3,5 equilíbrio3,5 3,5 3,0 1,5 3,5 [ NO ] [ CO2 ] = 1,75 M [ CO2 ] = x= KC2,0 [ CO ] [ NO2 ] x3,5 = 1,75 M [ NO ] = 1,751,752,0 x= KC3,0 1,500,75x= 1,50 M [ CO ] = 2,0 3,0625KCKC = 2,72= 1,5 1,125= 0,75 M [ NO2 ] = 2,0

13. 05) Em um recipiente de 400 mL são colocados 2 mols de PCl5 gasoso a uma determinada temperatura. Esse gás se decompõem segundo a reação química abaixo, e, o equilíbrio foi alcançado quando 20% do pentacloreto de fósforo reagiram ( % em mols ). A constante de equilíbrio, Kc, nessas condições, vale:a) 4,0.b) 1,0.c) 0,5.d) 0,25.e) 0,025.PCl5PCl3 + Cl2início2,0 0,0 0,0 reage / produz0,4 0,4 0,4 equilíbrio1,60,4 0,4 0,41,0 x 1,0[ PCl3 ] [ Cl2 ] [ PCl3 ] = 1,0 M= xKC= = 0,4 [ PCl5 ] 4,00,4= 1,0 M[ Cl2 ] = 1,00,4 KC= 4,01,6= 4,0 M[ PCl5 ] = 0,4 KC = 0,25Reage : n = 0,2 x 2 = 0,4 mol

14. DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIOConsidere um sistema em equilíbrio químico, com as substâncias A, B, C e D.A + B C + DSe, por algum motivo, houver modificação em uma das velocidades, teremos mudanças nas concentrações das substânciasEsta modificação em uma das velocidades ocasiona o que denominamos de DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIOque será no sentido da MAIOR VELOCIDADE

15. Equilíbrio inicialv1A + BC + Dv2Aumentando v1,o deslocamento é para a direitaAumentando v2,o deslocamento é para a esquerdav1v1A + BC + DA + BC + Dv2v2Porém, 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 Chatelierpropôs 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”

17. É possível provocar alteração em um equilíbrio químico por:variações de temperatura.variações de concentração dos participantes da reação. Pressão total sobre o sistema.TEMPERATURAEXOTÉRMICAN2O4(g)2 NO2(g)H < 0Observando a reaçãoENDOTÉRMICACastanhoavermelhadoincolorBalão a 100°CBalão a 0°CCor interna é CASTANHO-AVERMELHADOCor interna é INCOLOR

18. Podemos observar que o aumento da temperatura favorece a reação que é ENDOTÉRMICA, e aredução da temperatura favorece a reação que é EXOTÉRMICAPodemos generalizar dizendo que um(a) ...AUMENTO DE TEMPERATURAdesloca o equilíbrio noSENTIDO ENDOTÉRMICODIMINUIÇÃO DE TEMPERATURAdesloca o equilíbrio noSENTIDO EXOTÉRMICO

19. CONCENTRAÇÃOVamos analisar o equilíbrio abaixo:12 –2 –+Cr2O72 CrO4H2O++2 H2amarelaalaranjadaO 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 CONCENTRAÇÃOdesloca o equilíbrio noSENTIDO OPOSTOda espécie química adicionadaDIMINUIÇÃO DE CONCENTRAÇÃOdesloca o equilíbrio no mesmo MESMO SENTIDOda espécie espécie retirada

21. PRESSÃOAlterações de pressão influenciam em equilíbrios quepossuem espécies químicas no estado gasoso Considere a reação química em equilíbrio abaixo N2 ( g ) + 3 H2 ( g )2 NH3 ( g )2 volumes 4 volumes a DIMINUIÇÃO DE PRESSÃOsobre o sistema desloca o equilíbrio químicono sentido do MAIORVOLUME na fase gasosa o AUMENTO DE PRESSÃOsobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MENORVOLUME na fase gasosa

22. 01) Considere a reação em equilíbrio químico:N2(g) + O2(g)2 NO (g)É possível deslocá-lo para a direita:a) Retirando o N2 existente.b) Removendo o NO formado.c) Introduzindo um catalisador. Diminuindo a pressão, à temperatura constante. Aumentando a pressão, à temperatura constante.

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

24. 03) O equilíbrio gasoso representado pela equação : N2( g ) + O2( g )2 NO( g ) – 88 kjÉ deslocado no sentido de formação de NO(g), se : a pressão for abaixada. N2 for retirado. a temperatura for aumentada. for adicionado um catalisador sólido ao sistema. o volume do recipiente for diminuído.

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

26. EQUILÍBRIO IÔNICOÉ o caso especial de equilíbrio químico em que aparecem íons 2 –2 –++Cr2O72 H2 CrO4+H2ONos equilíbrios iônicos, também são definidos um grau de ionização (a ) e uma constante de equilíbrio ( Ki )

27. GRAU DE IONIZAÇÃOn ia=nOnde : ni é o número de mols dissociadosn é o número de mols inicial

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

29. 01) X, Y e Z representam genericamente três ácidos que, quando dissolvidos em um mesmo volume de água, à temperatura constante, comportam-se de acordo com a tabela:mols dissolvidosmols ionizados X202Y107Z51Analise as afirmações, considerando os três ácidos:I. X representa o mais forteniagrau de ionização =II. Z representa o mais fraconIII. Y apresenta o maior grau de ionizaçãoXYZEstá(ao) correta(s):712aaaa) Apenas I.b) Apenas II.c) Apenas III.d) Apenas I e II.e) I, II e III.===10520aaa==0,700,20=0,10aaa==70 %20 %=10 %

30. –02) (FUVEST-SP) A reaçãoH3C – COOH H+ + H3C – COOtem – 5Ka = 1,8 x 10Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma soluçãode [H+] = 1,0 x 10 mol/L – 3–Nesta solução as concentrações em mol/L de CH3COO e de CH3COOH são, respectivamente, da ordem de:– 3+[ H ] = 1,0 x 10 – 1– 10 3 x 10 e 5 x 10 .– 1– 2b) 3 x 10 e 5 x 10 .– 3–[ CH3COO ] =1,0 x 10 – 3– 5c) 1 x 10 e 5 x 10 .+–– 3– 12d) 1 x 10 e 5 x 10 .[ H ] [ CH3COO ]= Ki– 3– 2e) 1 x 10 e 5 x 10 .[ CH3COOH ]– 3– 31,0 x 10 1,0 x 10 – 5x1,8 x 10=[ CH3COOH ]– 3– 31,0 x 10 1,0 x 10 x– 2[ CH3COOH ]==5,0 x 10– 51,8 x 10

31. LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALDÉ uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução a2mpara solução de graude ionização pequeno2am=Ki=Kia1 –

32. DEMONSTRAÇÃO DA FÓRMULA–+HAHPara a reação:+A(aq)(aq)(aq)início0,0 0,0 naaannnni=reage / produzaaannn–nequilíbrioaaannn ( 1 – )[ ] VVVaannx+–aaV[ H ] [ A ] nnVVx= = xKi=a[ HCN ] aVVn ( 1 – )n ( 1 – )V2ma2mapara solução de graude ionização pequenoKiKi= = a1 –

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 10d) 4,0 x 10 e) 3,0 x 10 – 3– 2m= 0,01 mol/L= 1,0 . 10 mol/L– 5a– 24 %== 0,04= 4,0 . 10– 52a m– 5Ki=– 6– 2– 22= 1,0 . 10( 4 x 10 )Kix– 2– 4Ki=1,0 . 1016 x 10x– 6Ki=16 x 10– 5Ki = 1,6 x 10

34. 02) A constante de ionização de um ácido HX, que se encontra 0,001% dissociado, vale 10 . A molaridade desse ácido, nessas condições é :– 11a– 5a) 10 b) 0,001c) 10d) 0,10.e) 1,00.= 0,00001= 1,0 . 10=0,001 %– 11– 11Ki=10– 5 m?=2a mKi= m2– 5– 11– 10(10 )=1010x– 1110 m m=– 1= 10= 0,10 M– 1010

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 10b) 1,0 x 10c) 4,0 x 10d) 4,0 x 10e) 1,6 x 10– 5 m= 2,0 mol/L– 3– 3a– 3= 0,00283= 0,283 %= 2,83 . 10– 2Ki = ?– 12a m= Ki2– 3( 2,83 x 10 )2,0x= Ki– 6= 2 x 8 x 10 Ki– 6= 16 x 10Ki– 5= 1,6 x 10Ki

36. 04) (FAMECA – SP) Qual o valor de “Ka” para o HCN, sabendo-se que o ácido em solução 0,10 mol/L encontra-se 0,006% ionizado? 1,2 x 10 – 4. 3,6 x 10 – 10. 3,6 x 10 – 8. 3,6 x 10 – 5. 6,0 x 10 – 5.– 1 m= 10 mol/L= 0,10 mol/La– 5= 0,00006= 0,006 %= 6,0 . 10Ki = ?2a m= Ki2– 1– 5( 6,0 x 10 )10x= Ki– 11= 36 x 10 Ki– 10= 3,6 x 10Ki

37. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUApH e pOHPILHAS ALCALINAS

38. Medidas experimentais de condutibilidade de corrente elétricamostram que a água, pura ou quando usada como solvente, se ioniza fracamente, formando o equilíbrio iônico:+–H2OOHH+(aq)( l )(aq)–+[ H ] [ OH ] A constante de equilíbrio será:Ki =[ H2O ] como a concentração da água é praticamente constante, teremos:–+[ H ] [ OH ] = Ki x [ Kc] Kw–– 14– 14+A 25°C a constante “Kw” vale 10 mol/L[ H ] [ OH ] = 10PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA ( Kw )

39. Um alvejante de roupas, do tipo “ água de lavadeira “, apresenta [OH ] aproximadamente igual a 1,0 x 10 mol/L. Nessas condições, a concentração de H será da ordem de:–– 4+ –– 4– 2a) 10b) 10c) 10d) 10 e) zero.= 10 M[ OH ] – 3+[H ] = ? – 10– 14Kw = 10 M – 14– 14+–– 4[H ] = [OH ] 10 10x– 1410 +[H ] = – 410– 10+[H ] = 10 mol/L

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

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

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

43. As soluções em que [H ] < [OH ] terão características BÁSICAS–+nestas soluções teremos+[ H ] – 7<10 mol/L–[OH ] – 710 mol/L>

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

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

46. 03) Misturando-se 100 mL de suco de laranja, cuja [H +] = 0,6 mol/L, com 200 mL de suco de laranja, cuja [H +] = 0,3 mol/L, não se obtém: uma solução onde [H +] = 0,4 mol/L. uma solução completamente neutra. uma solução de acidez intermediária. uma solução menos ácida do que a de [H +] = 0,6 mol/L. uma solução mais ácida do que a de [H +] = 0,3 mol/L.V1 = 100 mLV2 = 200 mLVf = 300 mL+++[H ]1 = 0,6 mol/L[H ]2 = 0,3 mol/L[H ]f = ? mol/LVf x [H ]f = V1x [H ]1 + V2x [H ]2++++300 x [H ]f = 100 x 0,6 + 200 x 0,3+300 x [H ]f = 60 + 60++[H ]f = 120 : 300[H ]f = 0,4 mol/L

47. 04) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos citados tem(êm) caráter ácido apenas: –+[ OH ] [ H ] Líquido– 7– 71010Leite– 8– 61010Água do mar– 3– 111010Coca-cola– 5– 91010Café preparado– 710– 710Lágrima– 12– 21010Água de lavadeiraa) 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 depH e pOH +=– log [ H ]pH–=pOH– log [ OH ]

49. Na temperatura de 25°CEm soluções neutraspH = pOH = 7Em soluções ácidaspH < 7 e pOH > 7Em soluções básicaspH > 7 e pOH < 7

50. Podemos demonstrarque, a 25°C,e em uma mesma soluçãopH + 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.+– 40,0001 mol/L10 mol/L[ H ] =+=– log [ H ]pH– 4– log 10pH=pH = – ( – 4) x log 10pH = 4 x 1pH = 4

52. 02) A concentração hidrogeniônica de uma solução é de 3,45 x 10 íons – g/L. O pH desta solução vale:– 11Dado: log 3,45 = 0,54a) 11.b) 3.c) 3,54.d) 5,4.e) 10,46.+– 11[ H ] = 3,45 x 10 +pH = – log [H ]– 11pH = – log (3,45 x 10 )– 11pH = – [log 3,45 + log 10 ]pH = – [ 0,54 – 11 ]pH = 11 – 0,54pH = 10,46

53. 03) Considere os sistemas numerados (25°C)pH = 3,0Vinagre1pH = 6,8Leite2pH = 8,0Clara de ovos34pH = 8,5Sal de frutaspH = 6,0Saliva5A respeito desses sistemas, NÃO podemos afirmar:a) São de caráter básico os sistemas 3 e 4.b) O de maior acidez é o número 1. O de número 5 é mais ácido que o de número 2. O de número 1 é duas vezes mais ácido que o de número 5.e) O de menor acidez é o sal de frutas.o 1 é 1000 vezesmais ácido do que 5, então é FALSO– 3– 3+1 tem pH = 3[ H ] 1010=3= 10– 6– 6+105 tem pH = 6[ H ] 10=

54. 04) (UPE-2004 - Q1) Na tabela, há alguns sistemas aquosos com os respectivos valores aproximados de pH, a 25°C.pH = 3,0vinagresalivapH = 8,0limpa - fornopH = 13,0pH = 9,0água do marsuco gástricopH = 1,0Considerando os sistemas aquosos da tabela, é correto afirmar que: O vinagre é três vezes mais ácido que o suco gástrico.+ – 3 +[ H ] = 10 Mb) No vinagre, a concentração de íons H3O é cem mil vezes maior que a da saliva.pH = 3,0vinagre– 2 = 10 A água do mar é menos alcalina que a saliva e mais ácida que o vinagre.+ – 1 + – 3 pH = 1,0suco gástrico[ H ] = 10 MpH = 3,0vinagre[ H ] = 10 M5 = 10 O sistema aquoso limpa - forno é o que contém o menor número de mols de oxidrila por litro.é 100 vezes menor + – 8 [ H ] = 10 MpH = 8,0salivaO suco gástrico constitui um sistema aquoso fracamente ácido.é 100000 vezes maior

55. 05) (Covest-2003) As características ácidas e básicas de soluções aquosas são importantes para outras áreas além da “Química”, como, por exemplo, a Saúde Pública, a Biologia, a Ecologia, e Materiais. Estas características das soluções aquosas são quantificadas pelo pH, cuja escala é definida em termos da constante de ionização da água (Kw) a uma dada temperatura. Por exemplo, a 25C a constante de ionização da água é 10–14 e a 63 C é 10–13. Sobre o pH de soluções aquosas a 63C julgue os itens abaixo:pH + pOH = 13. 00Água pura (neutra) apresenta pH igual a 6,5. 11Água pura (neutra) apresenta pH igual a 7,0. 22Uma solução com pH igual a 6,7 é ácida. 33A concentração de íons hidroxila na água pura (neutra) éigual 10–7 mol/L. 4406,51363ºCKw = 10ácidabásica– 13neutra

56. 06)(Covest – 2004) Sabendo-se que, a 25°C, o cafezinho tem pH = 5,0, o suco de tomate apresenta pH = 4,2, a água sanitária pH = 11,5 e o leite, pH = 6,4, pode-se afirmar que, nesta temperatura: o cafezinho e a água sanitária apresentam propriedades básicas. o cafezinho e o leite apresentam propriedades básicas. a água sanitária apresenta propriedades básicas. o suco de tomate e a água sanitária apresentam propriedades ácidas.e) apenas o suco de tomate apresenta propriedades ácidas.07,01425ºCKw = 10ácidabásica– 14neutraCafezinho: pH = 5,0Propriedades ácidasSuco de tomate: pH = 4,2Propriedades ácidasÁgua sanitária: pH = 11,5Propriedades básicasLeite: pH = 6,4Propriedades ácidas

57. 07)(Covest – 2007) O pH de fluidos em partes distintas do corpo humano tem valores diferentes, apropriados para cada tipo de função que o fluido exerce no organismo. O pH da saliva é de 6,5; o do sangue é 7,5 e, no estômago, o pH está na faixa de 1,6 a 1,8. O esmalte dos dentes é formado, principalmente por um mineral de composição Ca10(PO4)6(OH)2. Após as refeições, ocorre diminuição do pH bucal. O pH do sangue é mantido aproximadamente constante pelo seguinte equilíbrio químico, envolvendo o íon bicarbonato:Com base nestas informações avalie as seguintes proposições:A concentração de íons H+ é maior na saliva que no sangue. 00A concentração de H+ no estômago é maior que 10 – 2 mol/L. 11Um aumento na acidez da saliva pode resultar em ataque ao esmalte dos dentes. 2233O bicarbonato pode ser usado para elevar o pH do estômago. 44A adição de uma base em um meio contendo acido carbônico, íonsHidrogênio e bicarbonato causará deslocamento do equilíbrio mostrado no enunciado da questão no sentido da formação dosreagentes.

58. 08) (Fuvest – SP) À temperatura ambiente, o pH de um certo refrigerante, saturado com gás carbônico, quando em garrafa fechada, vale 4. Ao abrir-se a garrafa, ocorre escape de gás carbônico. Qual deve ser o valor do pH do refrigerante depois de a garrafa ser aberta? pH = 4. 0 < pH < 4. 4 < pH < 7. pH = 7. 7 < pH < 14.

59. HIDRÓLISE 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. Os casos fundamentais são:Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca. Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte.Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fracos.Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fortes.

61. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FRACANH4NO3solução ácidapH < 7 água

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. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FORTEKCNsolução básicapH > 7 água

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 não ionizado.HCN (aq) HCN(aq)Assim, teremos: K+CN + H2O K + OH + HCN––++Isto é:CN+H2O HCN + OH––

65. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FRACANH4CNsolução finalpH > 7 ou pH < 7água

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. HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FORTENaClsolução finalé neutrapH = 7água

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

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

71. 03) (UFPE) O azul de bromotimol é um indicador ácido – base, com faixa de viragem [6,0 – 7,6], que apresenta cor amarela em meio ácido e cor azul em meio básico. Considere os seguintes sistemas: Água pura. CH3COOH 1,0 mol/L. III. NH4Cl 1,0 mol/L.Indique, na tabela que segue, a coluna contendo as cores desses sistemasdepois da adição de azul de bromotimol, respectivamente: verde, amarela, azul. verde, azul, verde. verde, amarelo, verde. verde, amarela, amarelo. azul, amarelo, azul.

72. 04) Um sal formado por base forte e ácido fraco hidrolisa ao se dissolver em água, produzindo uma solução básica. Esta é uma característica do: Na2S. NaCl. (NH4)2SO4. KNO3. NH4Br.

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

74. Podemos relacionar a constante de hidrólise (Kh),com a constante de ionização da água e as constantes de ionização e dissociação dos ácidos e das bases pelas expressões:Para a hidrólise do cátion, isto é, para sais formados por ácido forte e base fraca, usamos a relação:Para a hidrólise do ânion, isto é, para sais formadospor ácido fraco e base forte, usamos a relação Ocorrendo a hidrólise do cátion e do ânion, para sais formadospor ácido fraco e base fraca, a relação será:

75. 01) (UFPI) Uma solução aquosa de cloreto de amônio 0,2 mol/L apresenta um grau de hidrólise igual a 0,5%. Determine o [H+], [OH –], pH, pOH e Kh para essa solução e o Kb para o NH4OH.Dado: Kw = 10 – 14, a 25°C.O NH4Cl é proveniente do HCl (ácido forte) e do NH4OH (base fraca), então ocorre a hidrólise do cátion NH4+, então: NH4 +H2O NH4OH + H++0,0inícioconstante 0,00,2reage e produz– 3– 3– 3101010equilíbrioconstante– 3– 30,2 mol/L1010Kw– 14– 3– 11–10+[H ] = 10 mol/L [OH ] = 10 mol/L – 3Kh = – 65 x 10 = Reage e produz:0,2 x 0,005 = 0,001 = 10– 3KbpH = - log 10pH = 3 e pOH = 11 – 9+[NH4OH]Kb = 2 x 10[H ]– 3– 31010– 6XKh = = 5 x 10 +– 1[NH4 ]2 x 10

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

77. 01) (Fuvest – SP) Em determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata (Ag2SO4) em água é de 2,0 x 10 – 2 mol/L. Qual o valor do produto de solubilidade (Kps ) desse sal, à mesma temperatura? +–2Ag2SO42 Ag+ SO4–2–2–22 x 10 mol/L2 x 10 mol/L4 x 10 mol/L–22+KS = [ Ag ] [SO4 ]–22–2KS = (4 x 10 ) x 2 x 10–4–2KS = 16 x 10 x 2 x 10–6KS = 32 x 10–5KS = 3,2 x 10

78. 02) O carbonato de bário, BaCO3, tem Ks = 1,6 x 10 – 9, sob 25°C. A solubilidade desse sal, em mol/L, será igual a: 4 x 10 – 5. 16 x 10 – 5. 8 x 10 – 10. 4 x 10 – 10. 32 x 10 – 20.+2–2BaCO3Ba+ CO3SSS–2Ks+2[CO3 ]=[Ba ]1,6 x 10 – 9SSx–92S = 1,6 x 10–10S = 16 x 10–5S = 4 x 10