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)
reação DIRETA e reação INVERSA
REAÇÃO DIRETA
N2O4(g)
REAÇÃO INVERSA
velocidade
vd
2 NO2(g)
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
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)
As concentrações dos participantes do equilíbrio
permanecem constantes , podendo ter três situações
[ ]
[ ]
reagentes = produtos
reagentes
produtos
tempo
tempo
[ ]
produtos
reagentes
tempo
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.
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:
K1 . [ A ]a . [ B V
]b1 = V
K22 . [ C ]C . [ D ]d
Isolando-se as constantes
K1
[ C ]C . [ D ]d
KC =
K2
[ A ]a . [ B ]b
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
N2(g) + 3 H2(g)
Kc =
2 H2O( g )
Kc =
2 NH3 (g)
[NH3]2
[N2] . [H2]3
2 H2(g) + O2(g)
[H2]2 . [O2]
[H2O]2
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.
02) 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.
Kc =
[HI]2
[H2] . [I2]
=
(1,0)2
0,1 . 0,2
=
1,0
0,02
KC = 50
03) Temos representado no gráfico abaixo as concentrações dos reagentes e
dos produtos de uma mesma reação do tipo:
A + B
C + D
Ocorrendo no sentido à direita a partir do zero.
10
[ ]
8
6
4
caminho da reação
2
Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes valores representados no
gráfico. A constante de equilíbrio da reação será igual a:
a)
b)
c)
d)
e)
16.
1/4.
4.
5.
1/16.
KC =
[C] . [D]
[A] . [B]
=
8.8
4.4
=
64
16
 KC = 4
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
b) 3,84.
c) 2,72.
início
6,5
d) 1,96.
reage / produz
3,5
equilíbrio
3,0
CO2 + NO
5,0
0,0
0,0
3,5
3,5
3,5
1,5
3,5
3,5
e) 3,72.
3,5
[ CO2 ] =
[ NO ]
[ CO ]
=
2,0
3,5
2,0
3,0
=
2,0
1,5
[ NO2 ]
=
2,0
= 1,75 M
KC =
[ CO2 ]
[ CO ]
= 1,75 M
KC =
1,50
= 1,50 M
KC =
= 0,75 M
1,75
x
x
3,0625
1,125
[ NO ]
x
x
[ NO2 ]
1,75
0,75
KC = 2,72
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.
PCl5
PCl3
início
2,0
0,0
0,0
d) 0,25.
reage / produz
0,4
0,4
0,4
e) 0,025.
equilíbrio
1,6
0,4
0,4
b) 1,0.
c) 0,5.
Reage : n = 0,2 x 2 = 0,4 mol
[ PCl3 ]
=
0,4
KC =
[ PCl3 ] x [ Cl2 ]
[ PCl5 ]
= 1,0 M
0,4
[ Cl2 ]
0,4
=
= 1,0 M
0,4
[ PCl5 ]
=
1,6
0,4
= 4,0 M
KC =
+
1,0
4,0
KC = 0,25
Cl2
=
1,0 x 1,0
4,0
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
Equilíbrio inicial
v1
A + B
C + D
v2
Aumentando
v12,
o odeslocamento
deslocamentoé épara
paraa aesquerda
direita
v1
A + B
v2
C + D
Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um
novo equilíbrio químico, mas com valores de
concentrações e velocidades diferentes das iniciais
O químico
Henri Louis Le Chatelier
propôs um princípio que afirma:
“Quando um sistema em equilíbrio sofre algum tipo
de perturbação externa, ele se deslocará no sentido de minimizar
essa perturbação,
a fim de atingir novamente uma situação de equilíbrio”
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
2 NO2(g)
Observando a reação
EXOTÉRMICA
ENDOTÉRMICA
Castanho
avermelhado
N2O4(g) ΔH < 0
incolor
Balão
Balãoaa100°C
0°C
interna
é
Cor Cor
interna
é INCOLOR
CASTANHO-AVERMELHADO
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
Vamos analisar o equilíbrio abaixo:
Cr2O7
2–
alaranjada
+ H2O
1
2
2 CrO4
2–
+ 2 H+
amarela
OO acréscimo
acréscimo de
de uma
um ácido
base deixa a solução
alaranjada,
amarela, deslocando
deslocando
ooequilíbrio
equilíbriopara
paraaaesquerda
direita
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
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
DEPRESSÃO
PRESSÃO
AUMENTO DE
sobre o sistema desloca o equilíbrio químico
no sentido
sentido do
do MENOR
MAIOR VOLUME
no
VOLUME na
nafase
fasegasosa
gasosa
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.
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 :
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.
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.
É o caso especial de equilíbrio químico em que aparecem íons
Cr2O7
2–
+ H2O
2 CrO4
2–
+ 2H+
Nos equilíbrios iônicos, também são definidos um
grau de ionização ( a )
e uma constante de equilíbrio ( Ki )
GRAU DE IONIZAÇÃO
a
ni
=
n
Onde : ni é o número de mols dissociados
n é o número de mols inicial
Para a reação:
HCN (aq)
Ki =
+
H (aq) +
–
+
[ H ] [ CN ]
[ HCN ]
–
CN (aq)
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
a=
II. Z representa o mais fraco
grau de ionização
n
III. Y apresenta o maior grau de ionização
Está(ao) correta(s):
a)
b)
c)
d)
e)
Apenas I.
Apenas II.
Apenas III.
Apenas I e II.
I, II e III.
X
Y
2
Z
a
=
= 0,10
a
= 10 %
a
a
=
a
a
20
7
1
a
=
= 0,70
a
= 0,20
= 70 %
a
= 20 %
10
5
H+ + H3C – COO –
02) (FUVEST-SP) A reação H3C – COOH
Ka = 1,8 x 10 – 5
tem
Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma solução
de [H+] = 1,0 x 10 – 3 mol/L
Nesta solução as concentrações em mol/L de CH3COO – e de CH3COOH
são, respectivamente, da ordem de:
a) 3 x 10
–1
e 5 x 10
[ H+] = 1,0 x 10 – 3
– 10.
b) 3 x 10 – 1 e 5 x 10 – 2.
[ CH3COO – ] = 1,0 x 10
c) 1 x 10 – 3 e 5 x 10 – 5.
d) 1 x 10 – 3 e 5 x 10 – 12.
e) 1 x 10
1,8 x 10
–5
=
–3
e 5 x 10
Ki =
– 2.
[ H+ ]
[ CH3COO – ]
[ CH3COOH ]
1,0 x 10 – 3
x 1,0 x 10 – 3
[ CH3COOH ]
[ CH3COOH ] =
1,0 x 10
–3
x 1,0 x 10 – 3
1,8 x 10 – 5
–3
= 5,0 x 10 – 2
É uma lei que relaciona
o grau de ionização
com o volume (diluição) da solução
Ki =
m α2
para solução de grau
1– α
de ionização pequeno
Ki = m α
2
DEMONSTRAÇÃO DA FÓRMULA
HA
Para a reação:
início
equilíbrio
Ki =
[ H+ ]
]
mα
1 – α
–
(aq)
0,0
ni = nα
nα
nα
n –– n α
nα
nα
n(1 – α )
nα
nα
V
V
V
=
nα
x
V
nα
V
n(1– α)
2
A
+
0,0
[ A– ]
[ HCN ]
Ki =
(aq)
n
reage / produz
[
H +
(aq)
=
n α
V
x
n α
V
x
n(1 – α )
V
V
para solução de grau
de ionização pequeno
Ki = m α
2
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.
b) 1,6 x 10 – 5.
c) 3,32 x 10
– 5.
m = 0,01 mol/L = 1,0 . 10 – 2 mol/L
a
= 4% = 0,04 = 4,0 . 10 – 2
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
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 – 11
α = 0,001% = 0,00001 = 1,0 x 10 – 5
b) 0,001
Ki = 10 – 11
c) 10
–5
d) 0,10.
e) 1,00.
m = ?
Ki = m α 2
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
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
α = 0,283% = 0,00283 = 2,83 . 10 – 3
b) 1,0 x 10 – 3
m = 2 mol/L
c) 4,0 x 10 – 3
Ki = ?
d) 4,0 x 10 – 2
e) 1,6 x 10 – 1
Ki = m α 2
Ki = 2,0
x
Ki = 2 x 8
( 2,83 x 10 – 3)2
x
10 – 6
Ki = 16 x 10 – 6
Ki = 1,6 x 10 – 5
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.
b) 3,6 x
10 – 10.
c) 3,6 x
10 – 8.
d) 3,6 x
10 – 5.
e) 6,0 x 10 – 5.
Ka = ?
m = 0,10 mol/L
α = 0,006% = 0,00006 = 6 . 10 – 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
EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA
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
–
[ H2KO]
w = [ H + ] [ OH ]
– 14 mol/L
PRODUTO “Kw”
IÔNICOvale
DA10
ÁGUA
( Kw )  [ H+ ] . [ OH – ] = 10 – 14
A 25°C a constante
1) Um alvejante de roupas, do tipo “ água de lavadeira “, apresenta
[OH
–
] aproximadamente igual a 1,0 . 10
– 4
mol/L. Nessas
condições, a concentração de H+ será da ordem de:
a) 10 – 2
[ OH – ] = 10 – 4 M
b) 10 – 3
[H+ ] = ?
c) 10 – 10
d) 10 – 14
e) zero.
Kw = 10 – 14 M
[H+] . [OH – ] = 10 – 14
[H+] . 10 –4 = 10 – 14
[H + ] =
10
10
[H+ ]
= 10
– 14
–4
– 10
mol/L
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].
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 “
As soluções em que
[H+ ] > [OH – ]
terão características
ÁCIDAS
nestas soluções teremos
[ H+] > 10 – 7 mol/L
[OH – ] < 10 – 7 mol/L
As soluções em que
[H+ ] < [OH – ]
terão características
BÁSICAS
nestas soluções teremos
[ H+] < 10 – 7 mol/L
[OH – ] > 10 – 7 mol/L
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.
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.
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.
Vf
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
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
04) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os
líquidos citados tem(êm) caráter ácido apenas:
Líquido
[ H+ ]
Leite
10
Água do mar
10
Coca-cola
10
Café preparado
10
Lágrima
10
Água de lavadeira
10
a)
b)
c)
d)
e)
–7
–8
–3
–5
[ OH – ]
10
10
–7
–6
10 – 11
10
–9
–7
10 – 7
– 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.
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
01) A concentração dos íons H+ de uma solução é igual a 0,0001. O pH
desta solução é:
a) 1.
[ H + ] = 0,0001 mol/L = 10 – 4 mol/L
b) 2.
pH = – log [H+]
c) 4.
pH = – log 10 – 4
d) 10.
pH = – (– 4) . log 10
e) 14.
pH = 4
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 3,45 + log 10 ]
pH = – [ 0,54 – 11 ]
pH = 11 – 0,54
pH = 10,46
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.
“ 1 “ tem pH = 3  [ H+] = 10 – 3
10 – 3
“ 5 “ tem pH = 6  [ H+] = 10 – 6
–6
10
= 10
3
o 1 é 1000 vezes
mais ácido do que
5, então é FALSO
04) (UPE-2004 - Q1) Na tabela, há alguns sistemas
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
aquosos
com
os
Considerando os sistemas aquosos da tabela, é correto afirmar que:
a) O vinagre é três vezes mais ácido que o suco gástrico.
b) No
vinagre, a concentração
íons+ [HH
3O
maior que a da
– 3 vezes
+ ] é=cem
vinagre
pH de
= 3,0
10 mil
M
–2
saliva.
= 10
c) Avinagre
água do mar é menos pH
alcalina
ácida que o vinagre.
1M
–3
suco
gástrico
pH == 3,0
1,0 que
[ Ha +saliva
] = e10mais
5
= 10
d) O sistema aquoso limpa - forno é o que contém– 8o menor
número de
é 100 vezes menor
saliva
pH = 8,0 [ H + ] = 10
M
mols
de oxidrila por litro.
e) O suco gástrico constitui um sistema aquoso fracamenteéácido.
100000 vezes
maior
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:
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
63ºC
Kw = 10
– 13
ácida
6,5
neutra
básica
13
06)(Covest – 2004) Sabendo-se que, a 25°C, o cafezinho tem pH = 5,0, o suco de
tomate apresenta pH = 4,2, a água sanitária pH = 11,5 e o leite, pH = 6,4,
pode-se afirmar que, nesta temperatura:
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
25ºC
Kw = 10
ácida
7,0
básica
14
– 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
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
3
3
Um aumento na acidez da saliva pode resultar em ataque ao esmalte
dos dentes.
O bicarbonato pode ser usado para elevar o pH do estômago.
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.
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?
a) pH = 4.
b) 0 < pH < 4.
c) 4 < pH < 7.
d) pH = 7.
e) 7 < pH < 14.
Vamos considerar um sistema contendo uma
solução saturada com corpo de fundo de sulfeto ferroso (FeS).
Teremos dois processos ocorrendo:
FeS (s)
Fe 2+
(aq)
+ S 2 – (aq)
No equilíbrio a velocidade de dissolução (vd)
é igual à velocidade de precipitação (vp).
vd
vp
[ Fe 2+ ] [S2– ]
Kc x=[FeS]
Então teremos que: Kc
KS = [ Fe 2+ ] [S 2– ]
[FeS]
Conhecendo-se a solubilidade
do sal,
KS
podemos determinar
produto de o Kps.
solubilidade
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 Ag +
Ag2SO4
2 x 10 – 2 mol/L
4 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
+
SO4– 2
2 x 10 – 2 mol/L
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:
a) 4,0 x 10 – 4.
b) 8,0 x
10 – 4.
c) 6,4 x 10 – 5.
XY
X+ A
2,0 . 10 – 2
2,0 . 10 – 2
Y –B
+
2,0 . 10 – 2
Kps = [ X+A ] [Y – B ]
d) 3,2 x 10 – 5.
e) 8,0 x
10 – 6.
Kps = 2,0 . 10 – 2 . 2,0 . 10 – 2
Kps = 4,0 . 10 – 4
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
b) 1,08 x 10 – 12.
10 – 4
+ 2 PO4– 3
3 Me+ 2
3
x
10 – 4
2
x
c) 1,08 x 10 – 16.
d) 1,08 x
10 – 18.
e) 1,08 x 10 – 2.
Kps = [ Me+ ] 3 x [ PO4 – 3 ] 2
Kps = (3
x
Kps = 27
10 – 4 )3
x
x
10 – 12
Kps = 108 x 10 – 20
Kps = 1,08 x 10 – 18
x
(2
x
10 – 4 ) 2
4
x
10 – 8
10 – 4
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.
b) 16 x 10 – 5.
c) 8 x 10 – 10.
d) 4 x 10 – 10.
Ba +2
BaCO3
S
CO3–2
+
S
– 9 = [Ba
1,6 x 10Ks
S
+2 ] S[CO3 –2
x
e) 32 x 10 – 20.
S
2
= 1,6 x 10 – 9
S=
S = 4
16 x 10 – 10
x
10 – 5
S
]
05) (PUC-SP) Uma solução saturada de base representada por X(OH)2,
cuja reação de equilíbrio é
X ( OH ) 2 (s)
H 2O
2+
X (aq ) + 2 OH (aq )
tem pH = 10 a 25°C. O produto de solubilidade (KPS) do X(OH)2 é:
a) 5 x 10 – 13.
b) 2 x 10 – 13.
pH = 10  pOH = 4, então, [OH – ] = 10 – 4 mol/L
X +2
X(OH)2
c) 6 x 10 – 1.
d) 1 x 10 – 12.
e) 3 x 10 – 10.
5
x
+
10 – 5
Kps = [ X+2 ] x [ OH – ] 2
Kps = (5
x
10 – 5 ) x ( 10 – 4 ) 2
Kps = 5
x
10 – 5
Kps = 5
x
10 – 13
x
10 – 8
2 OH –
10 – 4