EQUILÍBRIO QUÍMICO

É uma situação especial que ocorre com algumas EQUILÍBRIO QUÍMICO É uma situação especial que ocorre com algumas reações químicas

Os reagentes e produtos das reações reversíveis REAÇÕES OU PROCESSOS REVERSÍVEIS São reações ou processos que reagentes e produtos são consumidos e produzidos ao mesmo tempo Os reagentes e produtos das reações reversíveis são separados por uma dupla seta REAÇÃO DIRETA N2O4(g) 2 NO2(g) REAÇÃO INVERSA

da reação inversa é nula, pois não temos, ainda, um produto À medida que a reação se processa a velocidade da reação direta diminui e da reação inversa aumenta No início da reação a velocidade direta é máxima, pois temos uma maior concentração do reagente No momento em que as duas velocidades se igualam dizemos que a reação química atingiu o E, a velocidade da reação inversa é nula, pois não temos, ainda, um produto EQUILÍBRIO QUÍMICO velocidade v1 v1 v2 = velocidade constante v2 tempo te

No momento em que a reação química atinge o EQUILÍBRIO QUÍMICO as concentrações dos seus participantes permanecem constantes

concentração NO2(g) N2O4(g) te tempo N2O4(g) 2 NO2(g)

Isolando-se as constantes CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EXPRESSA EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO Isolando-se as constantes Vamos considerar uma reação reversível genérica No equilíbrio teremos: a c b d K1 [ A ] [ B ] V 1 = K2 [ C ] [ D ] V 2 c d K1 [ C ] [ D ] CONSTANTE DE EQUILÍBRIO Kc = 1 a a A + b B c C + d D b K2 [ A ] [ B ] 2

Líquidos e sólidos puros, OBSERVAÇÕES Líquidos e sólidos puros, que não fazem parte da solução, não constam da expressão da constante de equilíbrio O valor de KC depende da reação considerada e da temperatura, e independe das concentrações iniciais dos reagentes A constante de equilíbrio é tratada como um número puro, isto é, sem unidades

2 H2O( g ) N2( g ) + 3 H2( g ) 2 H2( g ) + O2( g ) 2 NH3( g ) [ H2 ] KC KC = = 2 3 [ N2 ] [ H2O ] [ H2 ]

01) Sobre equilíbrio químico: 3 3 Ao atingir o estado de equilíbrio, a concentração de cada substância do sistema permanece constante. 0 0 Uma reação é reversível quando se processa simultaneamente nos dois sentidos. 4 4 Todas as reações reversíveis caminham espontaneamente para o estado de equilíbrio. 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

02) Na equação abaixo, após atingir o equilíbrio químico, podemos concluir a respeito da constante de equilíbrio que: 1 a A + b B c C + d D 2 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.

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

( 1,0 ) [ HI ] 1,0 KC = = [ H2 ] [ I2 ] ( 0,10 ) ( 0,20 ) 0,02 KC = 50 [ H2 ] = 0,10 mol/L [ I2 ] = 0,20 mol/L [ HI ] = 1,0 mol/L H2 ( g ) + I2 ( g ) 2 HI( g ) 2 ( 1,0 ) [ HI ] 1,0 KC = = [ H2 ] [ I2 ] ( 0,10 ) ( 0,20 ) 0,02 x KC = 50

Ocorrendo no sentido à direita a partir 04) 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 caminho da reação 2

[ C ] 8 [ D ] 8 KC = [ A ] 4 [ B ] 4 64 KC = 16 KC 4 = Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes valores representados no gráfico. A constante de equilíbrio da reação será igual a: A constante de equilíbrio da reação será igual a: [ C ] 8 [ D ] 8 a) 16. b) 1/4. c) 4. d) 5. e) 1/16. KC x = [ ] 10 [ A ] 4 [ B ] 4 x 8 64 KC = 6 16 4 KC 4 = 2

05) 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 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: 3,5 [ CO2 ] [ NO ] 1,75 1,75 = 1,75 M x [ CO2 ] = KC = 2,0 a) 4,23. b) 3,84. c) 2,72. d) 1,96. e) 3,72. [ CO ] 1,50 [ NO2 ] 0,75 x 3,5 CO + NO2 CO2 + NO [ NO ] = = 1,75 M 3,0625 2,0 KC = início 6,5 5,0 0,0 0,0 1,125 3,0 reage / produz 3,5 3,5 3,5 3,5 [ CO ] = = 1,50 M 2,0 KC 2,72 = equilíbrio 3,0 1,5 3,5 3,5 1,5 [ NO2 ] = = 0,75 M 2,0

06) Em um recipiente de 400 mL são colocados 2 mols de PCl5 gasoso a uma determinada temperatura. Esse gás se decompõem segundo a reação 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. 0,4 [ PCl3 ] = = 1,0 M [ PCl3 ] 1,0 [ Cl2 ] 1,0 KC = x PCl5 PCl3 + Cl2 0,4 [ PCl5 ] 4,0 início 2,0 0,0 0,0 0,4 1,0 [ Cl2 ] = = 1,0 M reage / produz 0,4 0,4 0,4 KC = 0,4 4,0 equilíbrio 1,6 0,4 0,4 1,6 [ PCl5 ] = = 4,0 M KC = 0,25 Reage : n = 0,20 2 = 0,40 mol 0,4 x

DESLOCAMENTO DO EQULÍBRIO Se, por algum motivo, houver modificação em uma das velocidades, teremos mudanças nas concentrações das substâncias No equilíbrio, as velocidades v1 e v2 são iguais e as concentrações das substâncias A, B, C e D são constantes Consideremos um sistema em equilíbrio químico, com as substâncias A, B, C e D v1 A + B C + D v2

Esta modificação em uma das velocidades ocasiona o que denominamos de DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO, que será no sentido da maior velocidade

o deslocamento é para a esquerda Aumentando v1, Equilíbrio inicial v1 A + B C + D v2 Aumentando v2, o deslocamento é para a esquerda Aumentando v1, o deslocamento é para a direita v1 v1 A + B A + B C + D C + D v2 v2

Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um novo equilíbrio químico, mas com valores de concentrações e velocidades diferentes das iniciais

Henri Louis Le Chatelier propôs um princípio que afirma: 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”

É possível provocar alteração em um equilíbrio químico por variações de temperatura, de concentração de participantes da reação e pressão total sobre o sistema

CASTANHO-AVERMELHADO TEMPERATURA Observando a reação EXOTÉRMICA 2 NO2(g) N2O4(g) H < 0 ENDOTÉRMICA Castanho avermelhado incolor Balão a 100°C Balão a 0°C : Cor interna é CASTANHO-AVERMELHADO Cor interna é INCOLOR

aumento da temperatura favorece a reação que é ENDOTÉRMICA, Podemos observar que o aumento da temperatura favorece a reação que é ENDOTÉRMICA, e a redução da temperatura favorece a reação que é EXOTÉRMICA

Podemos generalizar dizendo que um(a) DIMINUIÇÃO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO EXOTÉRMICO AUMENTO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO ENDOTÉRMICO

O acréscimo de um ácido deixa a solução alaranjada, deslocando CONCENTRAÇÃO Vamos analisar o equilíbrio abaixo: 1 2 – 2 – + Cr2O7 + H2O 2 CrO4 + 2 H 2 amarela alaranjada O acréscimo de um ácido deixa a solução alaranjada, deslocando o equilíbrio para a esquerda O acréscimo de uma base deixa a solução amarela, deslocando o equilíbrio para a direita

Podemos generalizar afirmando que um(a) DIMINUIÇÃO DE CONCENTRAÇÃO desloca o equilíbrio no mesmo MESMO SENTIDO da espécie espécie retirada AUMENTO DE CONCENTRAÇÃO desloca o equilíbrio no SENTIDO OPOSTO da espécie química adicionada

a DIMINUIÇÃO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MAIOR VOLUME na fase gasosa o AUMENTO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MENOR VOLUME na fase gasosa PRESSÃO 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

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

Queremos aumentar a concentração de 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.

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 : b) N2 for retirado. a pressão for abaixada. c) a temperatura for aumentada. e) o volume do recipiente for diminuído for adicionado um catalisador sólido ao sistema A pressão não desloca o equilíbrio, pois não há variação de volume A reação é ENDOTÉRMICA no sentido DIRETO, sendo favorecida com o aumento da temperatura A retirada do N2 desloca o equilíbrio no mesmo sentido do N2, isto é, para a esquerda. O CATALISADOR não desloca o equilíbrio, apenas diminui a energia de ativação da reação, nos dois sentidos.

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

4 volumes 2 volumes EXO N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g ) + 22 kcal ENDO aumenta I. Compressão da mistura. diminui II. Aumento de temperatura. 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.

É o caso especial de equilíbrio químico em que aparecem íons EQUILÍBRIO IÔNICO É o caso especial de equilíbrio químico em que aparecem íons 2 – 2 – + Cr2O7 + H2O 2 CrO4 + 2 H

a n i = n Nos equilíbrios iônicos, também são definidos um grau de ionização ( a ) e uma constante de equilíbrio ( Ki ) n i a = n Onde : ni é o número de mols dissociados n é o número de mols inicial

Constante de Ionização Para a reação: + – HCN H + CN (aq) (aq) (aq) + – [ H ] [ CN ] Ki = [ HCN ]

X 20 2 Y 10 7 Z 5 1 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 II. Z representa o mais fraco III. Y apresenta o maior grau de ionização

a a a a a a a a a a ni n = X 20 2 Y 10 7 Z 5 1 X Y Z 2 7 1 = = = 20 10 grau de ionização = n mols dissolvidos mols ionizados X 20 2 Y 10 7 Z 5 1 X Y Z 2 7 1 a a a = = = 20 10 5 a a a = 0,10 = 0,70 = 0,20 a a a = 10 % = 70 % = 20 %

a a a Está(ao) correta(s): a) Apenas I. b) Apenas II. c) Apenas III. 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. X Y Z a a a = 10 % = 70 % = 20 %

+ + = = = – 02) (FUVEST-SP) A reação – 5 tem Ka = 1,8 x 10 H3C – COOH H+ + H3C – COO – 5 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 – 3 Nesta solução as concentrações em mol/L de CH3COO e de CH3COOH são, respectivamente, da ordem de: – + – 3 – 1 – 10 [ H ] = 1,0 x 10 3 x 10 e 5 x 10 . – 1 – 2 b) 3 x 10 e 5 x 10 . – 3 – 3 – 5 – [ CH3COO ] = 1,0 x 10 c) 1 x 10 e 5 x 10 . – 3 – 12 + – d) 1 x 10 e 5 x 10 . [ H ] [ CH3COO ] Ki = – 3 – 2 e) 1 x 10 e 5 x 10 . [ CH3COOH ] – 3 – 3 – 5 1,0 x 10 x 1,0 x 10 1,8 x 10 = [ CH3COOH ] – 3 – 3 1,0 x 10 x 1,0 x 10 [ CH3COOH ] – 2 = = 5,0 x 10 – 5 1,8 x 10

a a a a a a a a a a a a a a a a a a LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD + – + + É uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução + – Para a reação: HA H + A (aq) (aq) (aq) início n 0,0 0,0 a a a reage / produz ni = n n n a a a n – n n n equilíbrio a a a n ( 1 – ) n n [ ] V V V a a n n x + – [ H ] [ A ] a a V V V n n Ki = = x x = a [ HCN ] a V V n ( 1 – ) n ( 1 – ) V m 2 a 2 m para solução de grau de ionização pequeno a Ki = Ki = a 1 –

a a a LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD É uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução a 2 m a 2 para solução de grau de ionização pequeno m Ki = Ki = a 1 –

a a a a a a a a a a a a a a a a a a DEMONSTRAÇÃO DA FÓRMULA + – + + – Para a reação: HA H + A (aq) (aq) (aq) início n 0,0 0,0 a a a reage / produz ni = n n n a a a n – n n n equilíbrio a a a n ( 1 – ) n n [ ] V V V a a n n x + – [ H ] [ A ] a a V V V n n Ki = = x = x a [ HCN ] a V V n ( 1 – ) n ( 1 – ) V m 2 a 2 m para solução de grau de ionização pequeno a Ki = Ki = a 1 –

a a 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 – 2 m = 0,01 mol/L = 1,0 . 10 mol/L – 5 a – 2 = 4 % = 0,04 = 4,0 . 10 a 2 – 5 m – 2 – 2 2 Ki = = 1,0 . 10 ( 4 x 10 ) x – 6 – 2 – 4 Ki = 1,0 . 10 16 x 10 x – 5 – 6 Ki = 16 x 10 = 1,6 x 10

a m m a m m 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. a – 11 – 5 = 0,001 % = 0,00001 = 1,0 . 10 2 – 11 m a Ki = 10 Ki = m = ? – 5 – 11 m – 10 – 5 2 10 = ( 10 ) 10 x – 11 10 m m – 1 = = 10 = 0,10 M – 10 10

m a a 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: m 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 = 2,0 mol/L – 3 a – 3 = 0,283 % = 0,00283 = 2,83 . 10 a – 3 2 m 2 – 3 Ki = = 2,0 x ( 2,83 x 10 ) – 6 – 2 Ki = 2 x 8 x 10 – 5 – 6 Ki = 16 x 10 – 1 = 1,6 x 10

EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH PILHAS ALCALINAS

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 H + OH ( l ) (aq) (aq)

A constante de equilíbrio será: Kw + – H2O H + OH (aq) (aq) A 25°C a constante “Kw” vale 10 mol/L PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA ( Kw ) – + [ H ] – 14 [ OH ] Ki = [ H2O ] então como a concentração da água é praticamente constante, teremos: – – 14 + [ H ] [ OH ] = 10 – + Ki [ H2O ] = [ H ] [ OH ]

= = = 01) Um alvejante de roupas, do tipo “ água de lavadeira “, apresenta [ OH ] aproximadamente igual a 1,0 x 10 mol/L. Nessas condições, condições, a concentração de H será da ordem de: – – 4 + a) 10 b) 10 c) 10 d) 10 e) zero. – – 2 – 4 + – 4 [ OH ] – – 14 = 10 M [H ] [OH ] 10 = 10 x – 3 – 14 + 10 [ H ] = ? + [H ] = – 10 – 4 10 – 14 Kw = 10 M – 14 + – 10 = [H ] 10 mol/L

Nestas condições dizemos que 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 “

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

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

01) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos citados tem(êm) caráter ácido apenas: [ H ] + – Líquido [ OH ] – 7 – 7 Leite 10 10 – 8 – 6 Água do mar 10 10 – 3 – 11 Coca-cola 10 10 – 5 – 9 Café preparado 10 10 – 7 – 7 Lágrima 10 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. 10 – 12 – 2 Água de lavadeira 10 10

+ pH = – log [ H ] – pOH = – log [ OH ] 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 ]

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

[ H ] = 10 mol/L 0,0001 mol/L pH = – log [ H ] pH = – log 10 pH = 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. + – 4 [ H ] = 10 mol/L 0,0001 mol/L + pH = – log [ H ] – 4 pH = – log 10 pH = – ( – 4 ) log 10 x pH = 4 1 pH = 4 x

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 + – 11 [ H ] = 3,45 x 10 a) 11. b) 3. c) 3,54. d) 5,4. e) 10,46. + – 11 pH = – log [ H ] (3,45 x 10 ) – 11 pH = – [ log 3,45 + log 10 ] pH = – [ 0,54 – 11 ] pH = 11 10,46 – 0,54

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. O de número 1 é duas vezes mais ácido que o de número 5. O de número 5 é mais ácido que o de número 2. e) O de menor acidez é o sal de frutas. + – 3 – 3 1 tem pH = 3 [ H ] = 10 10 o 3 é 1000 vezes mais ácido do que 5, então é FALSO Verdadeiro pois, possui o maior pH Verdadeiro pois, possuem pH > 7 Verdadeiro pois, possui o menor pH Verdadeiro pois, o 5 possui pH menor que 2 3 = 10 + – 6 5 tem pH = 6 [ H ] = 10 – 6 10

12) (UPE-2004-Q1) Na tabela, há alguns sistemas aquosos com os respectivos valores aproximados de pH, a 25°C. vinagre pH = 3,0 saliva pH = 8,0 limpa - forno pH = 13,0 água do mar pH = 9,0 suco gástrico pH = 1,0 Considerando os sistemas aquosos da tabela, é correto afirmar que:

o vinagre é 100 vezes menos ácido O vinagre é três vezes mais ácido que o suco gástrico. vinagre pH = 3,0 + – 3 [H ] = 10 suco gástrico pH = 1,0 + – 1 [H ] = 10 – 3 vinagre 10 – 2 = 10 – 1 suco gástrico 10 o vinagre é 100 vezes menos ácido do que suco gástrico

o vinagre é 100000 vezes mais ácido b) No vinagre, a concentração de íons H3O é cem mil vezes maior que a da saliva. + vinagre pH = 3,0 + – 3 [H ] = 10 saliva pH = 8,0 + – 8 [H ] = 10 – 3 vinagre 10 5 = 10 – 8 saliva 10 o vinagre é 100000 vezes mais ácido do que a saliva, VERDADEIRO

A água do mar é menos alcalina que a saliva e mais ácida que o vinagre. vinagre pH = 3,0 saliva pH = 8,0 água do mar pH = 9,0 O sistema aquoso limpa-forno é o que contém o menor número de mols de oxidrila por litro. limpa - forno pH = 13,0 O suco gástrico constitui um sistema aquoso fracamente ácido. suco gástrico pH = 1,0