EQUILÍBRIO QUÍMICO.

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1 EQUILÍBRIO QUÍMICO

2 PROCESSOS REVERSÍVEIS
São processos que reagentes e produtos são consumidos e produzidos ao mesmo tempo ÁGUA Os reagentes e produtos das reações reversíveis são separados por uma dupla seta H2O ( l ) H2O (v)

3 N2O4(g) 2 NO2(g) vd Vd = Vi vi te reação DIRETA e reação INVERSA
velocidade vd 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 nula vi te tempo

4 N2O4(g) 2 NO2(g) NO2(g) N2O4(g)
No momento em que a reação química atinge o EQUILÍBRIO QUÍMICO as concentrações dos seus participantes permanecem constantes concentração NO2(g) N2O4(g) tempo te N2O4(g) 2 NO2(g)

5 As concentrações dos participantes do equilíbrio
permanecem constantes , podendo ter três situações [ ] [ ] reagentes = produtos reagentes produtos tempo tempo [ ] produtos reagentes tempo

6 01) Sobre equilíbrio químico:
Uma reação é reversível quando se processa simultaneamente nos dois sentidos. Uma reação reversível atinge o equilíbrio quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam. 1 1 2 2 O equilíbrio das reações é dinâmico Ao atingir o estado de equilíbrio, a concentração de cada substância do sistema permanece constante. 3 3 Todas as reações reversíveis caminham espontaneamente para o estado de equilíbrio. 4 4

7 a A + b B c C + d D CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO MOLAR Vamos considerar uma reação reversível genérica a A + b B c C + d D 2 1 No equilíbrio teremos: K1 . [ A ]a . [ B ]b V1 = V2 K2 . [ C ]C . [ D ]d = [ A ]a . [ B ]b [ C ]C . [ D ]d K1 K2 Isolando-se as constantes KC

8 OBSERVAÇÕES I. O valor de KC depende da reação considerada e da temperatura. II. O valor de KC independe das concentrações iniciais dos reagentes 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

9 N2(g) + 3 H2(g) NH3 (g) [NH3]2 Kc = [N2] . [H2]3 2 H2O( g ) H2(g) + O2(g) [H2]2 . [O2] Kc = [H2O]2

10 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 1 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.

11 [ H2 ] = 0,10 mol/L [ I2 ] = 0,20 mol/L [ HI ] = 1,0 mol/L
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 [ 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. [HI]2 [H2] . [I2] Kc = (1,0)2 0,1 . 0,2 = = 1,0 0,02 KC = 50

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. 2 4 6 8 10 [ ] 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: 16. 1/4. 4. 5. 1/16. KC = [A] . [B] [C] . [D] 4 . 4 8 . 8 = = 16 64  KC = 4

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

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

15 que será no sentido da MAIOR VELOCIDADE
DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO 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 o deslocamento é para a esquerda o deslocamento é para a direita
Equilíbrio inicial A + B C + D v1 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

17 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”

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

19 aumento da temperatura favorece a reação que é ENDOTÉRMICA, e 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 Podemos generalizar dizendo que um(a) ... AUMENTO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO ENDOTÉRMICO DIMINUIÇÃO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO EXOTÉRMICO

20 CONCENTRAÇÃO Cr2O7 2 H H2O 2 CrO4 1 2 2 – +
Vamos analisar o equilíbrio abaixo: Cr2O7 1 2 2 H 2 – + H2O 2 CrO4 alaranjada amarela 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

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 PRESSÃO N2 ( g ) + 3 H2 ( g ) 2 NH3 ( g )
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 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

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. Diminuindo a pressão, à temperatura constante. Aumentando a pressão, à temperatura constante.

24 CO( g ) + H2O( g ) CO2( g ) + H2( g ) 02) Temos o equilíbrio:
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.

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 pressão for abaixada. N2 for retirado. a temperatura for aumentada. for adicionado um catalisador sólido ao sistema. o volume do recipiente for diminuído.

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 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.

27 EQUILÍBRIO IÔNICO Cr2O7 2 H + H2O 2 CrO4
É o caso especial de equilíbrio químico em que aparecem íons Cr2O7 2 H 2 – + H2O 2 CrO4 Nos equilíbrios iônicos, também são definidos um grau de ionização ( a ) e uma constante de equilíbrio ( Ki )

28 a n i = n GRAU DE IONIZAÇÃO Onde : ni é o número de mols dissociados
n é o número de mols inicial

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

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 Y Z 20 10 5 2 7 1 Analise as afirmações, considerando os três ácidos: I. X representa o mais forte a ni n = grau de ionização II. Z representa o mais fraco III. Y apresenta o maior grau de ionização X Y Z Está(ao) correta(s): = 2 20 a = 7 10 a = 1 5 a a) Apenas I. b) Apenas II. c) Apenas III. d) Apenas I e II. e) I, II e III. = 0,10 a = 0,70 a = 0,20 a = 10 % a = 70 % a = 20 % a

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

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

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

34 01) Uma solução 0,01 mol / L de um monoácido está 4,0% ionizada
01) Uma solução 0,01 mol / L de um monoácido está 4,0% ionizada. A constante de ionização desse ácido é: 1,6 x 10 – 3. 1,6 x 10 – 5. 3,32 x 10 – 5. 4,0 x 10 – 5. 3,0 x 10 – 6. m = 0,01 mol/L = 1, – 2 mol/L a = 4% = 0,04 = 4, – 2 Ki = m α 2 Ki = 1,0 x 10 – 2 x ( 4 x 10 – 2)2 Ki = 1,0 x 10 – 2 x 16 x 10 – 4 Ki = 16 x 10 – 6 Ki = 1,6 x 10 – 5

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

36 03) O grau de dissociação iônica do hidróxido de amônio em solução
2 mol/L é 0,283% a 20°C. A constante de ionização da base, nesta temperatura, é igual a: a) 1,6 x 10 – 5 b) 1,0 x 10 – 3 c) 4,0 x 10 – 3 d) 4,0 x 10 – 2 e) 1,6 x 10 – 1 α = 0,283% = 0,00283 = 2, – 3 m = 2 mol/L Ki = ? Ki = m α 2 Ki = 2,0 x ( 2,83 x 10 – 3)2 Ki = 2 x 8 x 10 – 6 Ki = 16 x 10 – 6 Ki = 1,6 x 10 – 5

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? 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. Ka = ? m = 0,10 mol/L α = 0,006% = 0,00006 = – 5 Ki = m α 2 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 EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA
pH e pOH PILHAS ALCALINAS

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

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

41 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].

42 = [H ] [OH ] 10 – 7 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 “

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

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

45 01) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos
citados tem(em) caráter ácido apenas: Líquido [H+] [OH – 1] Leite 10 – 7 Água do mar 10 – 8 10 – 6 Coca-cola 10 – 3 10 – 11 Café preparado 10 – 5 10 – 9 Lágrima Água de lavadeira 10 – 12 10 – 2 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.

46 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.

47 V1 = 100 mL [H ]1 = 0,6 mol/L V2 = 200 mL [H ]2 = 0,3 mol/L
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 mL [H ]1 = 0,6 mol/L + V2 = 200 mL [H ]2 = 0,3 mol/L Vf = 300 mL [H ]f = ? mol/L Vf x [H ]f = V1 x [H ]1 + V2 x [H ]2 + 300 x [H ]f = 100 x 0, x 0,3 + 300 x [H ]f = + [H ]f = 120 : 300 + [H ]f = 0,4 mol/L +

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

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

50 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

51 Podemos demonstrar que, a 25°C, e em uma mesma solução pH + pOH = 14

52 01) A concentração dos íons H+ de uma solução é igual a 0,0001
01) A concentração dos íons H+ de uma solução é igual a 0, O pH desta solução é: a) 1. b) 2. c) 4. d) 10. e) 14. [ H + ] = 0,0001 mol/L = 10 – 4 mol/L pH = – log [H+] pH = – log 10 – 4 pH = – (– 4) . log 10 pH = 4

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

54 03) Considere os sistemas numerados (25°C)
1 Vinagre pH = 3,0 2 Leite pH = 6,8 Clara de ovos pH = 8,0 3 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 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. “ 1 “ tem pH = 3  [ H+] = 10 – 3 “ 5 “ tem pH = 6  [ H+] = 10 – 6 10 – 3 10 – 6 = 10 3 o 1 é 1000 vezes mais ácido do que 5, então é FALSO

55 é 100 vezes menor é 100000 vezes maior
04) (UPE 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 três vezes mais ácido que o suco gástrico. b) No vinagre, a concentração de íons H3O é cem mil vezes maior que a da saliva. + – 3 vinagre pH = 3,0 + [ H ] = M – 2 = 10 suco gástrico A água do mar é menos alcalina que a saliva e mais ácida que o vinagre. pH = 1,0 + + – 3 – 1 vinagre pH = 3,0 [ H ] = M [ H ] = M 5 O sistema aquoso limpa - forno é o que contém o menor número de mols de oxidrila por litro. = 10 + – 8 é 100 vezes menor saliva pH = 8,0 [ H ] = M O suco gástrico constitui um sistema aquoso fracamente ácido. é vezes maior

56 são importantes para outras áreas além da “Química”, como, por
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. 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. A concentração de íons hidroxila na água pura (neutra) é igual 10–7 mol/L. 4 4 6,5 13 63ºC Kw = 10 ácida básica – 13 neutra

57 7,0 14 25ºC Kw = 10 ácida básica neutra
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. 7,0 14 25ºC Kw = 10 ácida básica – 14 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

58 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. 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.

59 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.

60 É o processo em que a água reage com o cátion ou o ânion de um sal
HIDRÓLISE SALINA 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

61 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.

62 ÁCIDO FORTE E BASE FRACA
HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FRACA água NH4NO3 solução ácida pH < 7

63 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: NH NO3 – H2O NH4OH H NO3 – Isto é: NH H2O NH4OH H+

64 ÁCIDO FRACO E BASE FORTE
HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FORTE KCN solução básica pH > 7 água

65 O que ocorreu na preparação da solução?
KCN (aq) + HOH (l) KOH (aq) + HCN (aq) O HCN, é um ácido fraco, e se encontra praticamente não ionizado. HCN (aq) HCN (aq) O KOH, é uma base forte, encontra-se totalmente dissociada. KOH (aq) K+ (aq) OH – (aq) Assim, teremos: K CN – H2O HCN K OH – Isto é: CN – H2O HCN OH –

66 ÁCIDO FRACO E BASE FRACA
HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FRACA água NH4CN solução final pH > 7 ou pH < 7

67 NH4CN (aq) + HOH (l) NH4OH (aq) + HCN (aq)
O que ocorreu na preparação da solução? O HCN, é um ácido fraco, e se encontra praticamente não ionizado. HCN (aq) HCN (aq) O NH4OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não dissociada. NH4OH (aq) NH4OH (aq) A solução final pode ser ligeiramente ácida ou ligeiramente básica; isto depende da constante (Ka e Kb) de ambos Neste caso: Ka = 4,9 x 10 – 10 e Kb = 1,8 x 10 – 5, isto é, Kb é maior que Ka; então a solução será ligeiramente básica

68 ÁCIDO FORTE E BASE FORTE
HIDRÓLISE DE UM SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FORTE água NaCl solução final é neutra pH = 7

69 NaCl (aq) + HOH (l) NaOH (aq) + HCl (aq)
O que ocorreu na preparação da solução? O HCl, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado. HCl (aq) H+ (aq) Cl – (aq) O NaOH, é uma base forte, encontra-se totalmente dissociada. NaOH (aq) Na+ (aq) OH – (aq) Assim, teremos: Na Cl – H2O H Cl – Na OH – Isto é: H2O H OH – não ocorreu HIDRÓLISE

70 01) Solução aquosa ácida é obtida quando se dissolve
em água o sal: a) NaHCO3. b) K2SO4. c) KCN. d) KF. e) NH4Cl

71 02) O pH resultante da solução do nitrato de potássio (KNO3) em
água será: igual a 3,0. igual a 12,0. maior que 7,0. igual ao pH da água. menor que 7,0.

72 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 sistemas depois da adição de azul de bromotimol, respectivamente: verde, amarela, azul. verde, azul, verde. verde, amarelo, verde. verde, amarela, amarelo. azul, amarelo, azul.

73 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.

74 É a expressão que exprime o equilíbrio das
CONSTANTE DE HIDRÓLISE É a expressão que exprime o equilíbrio das reações de hidrólise. NH H2O NH4OH H + Para a reação A expressão da constante de hidrólise é: Kh = [ NH4OH ] [ H ] + [ NH4 ]

75 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 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:

76 NH4 + H2O NH4OH + H + [NH4OH] Kw Kh = Kb [H ] Kb = 2 x 10 – 9 Kh =
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: NH H2O NH4OH H + + início 0,2 constante 0,0 0,0 reage e produz 10 – 3 10 – 3 10 – 3 equilíbrio 0,2 mol/L constante 10 – 3 10 – 3 – 3 – 11 Kw – 14 – 10 [H ] = mol/L + [OH ] = mol/L – 3 Kh = – 6 Reage e produz: 0,2 x 0,005 = 0,001 = 10 5 x = – 3 Kb pH = - log 10 pH = 3 e pOH = 11 [NH4OH] [H ] + Kb = 2 x 10 – 9 10 – 3 – 3 10 Kh = X = 5 x 10 – 6 + [NH4 ] 2 x 10 – 1

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

78 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? 2 x 10 – 2 mol/L Ag2SO4 2 Ag SO4 4 x 10 – 2 mol/L – 2 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

79 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 4,0 x 10 – 4. 8,0 x 10 – 4. 6,4 x 10 – 5. 3,2 x 10 – 5. 8,0 x 10 – 6. 2, – 2 2, – 2 2, – 2 Kps = [ X+A ] [Y – B ] Kps = 2, – , – 2 Kps = 4, – 4

80 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: 1,08 x 10 – 8. 1,08 x 10 – 12. 1,08 x 10 – 16. 1,08 x 10 – 18. 1,08 x 10 – 2. Me3(PO4) Me PO4– 3 10 – 4 3 x 10 – 4 2 x 10 – 4 Kps = [ Me+ ] 3 x [ PO4 – 3 ] 2 Kps = (3 x 10 – 4 )3 x (2 x 10 – 4 ) 2 Kps = x 10 – 12 x 4 x 10 – 8 Kps = x 10 – 20 Kps = 1,08 x 10 – 18

81 BaCO3 Ba +2 + CO3 1,6 x 10 – 9 [Ba ] S = 4 x 10 – 5
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: 4 x 10 – 5. 16 x 10 – 5. 8 x 10 – 10. 4 x 10 – 10. 32 x 10 – 20. BaCO3 Ba CO3 –2 S S S –2 1,6 x 10 – 9 Ks = [Ba ] S +2 S [CO ] x S = 1,6 x 10 – 9 2 S = x 10 – 10 S = 4 x 10 – 5

82 05) (PUC-SP) Uma solução saturada de base representada por X(OH)2,
cuja reação de equilíbrio é tem pH = 10 a 25°C. O produto de solubilidade (KPS) do X(OH)2 é: 5 x 10 – 13. 2 x 10 – 13. 6 x 10 – 1. 1 x 10 – 12. 3 x 10 – 10. pH = 10  pOH = 4, então, [OH – ] = 10 – 4 mol/L X(OH) X OH – 5 x 10 – 5 10 – 4 Kps = [ X+2 ] x [ OH – ] 2 Kps = (5 x 10 – 5 ) x ( 10 – 4 ) 2 Kps = 5 x 10 – 5 x 10 – 8 Kps = 5 x 10 – 13