QUÍMICA
PRÉ-VESTIBULAR
LIVRO DO PROFESSOR
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© 2006-2008 – IESDE Brasil S.A. É proibida a reprodução, mesmo parcial, por qualquer processo, sem autorização por escrito dos autores e do
detentor dos direitos autorais.
I229
IESDE Brasil S.A. / Pré-vestibular / IESDE Brasil S.A. —
Curitiba : IESDE Brasil S.A., 2008. [Livro do Professor]
832 p.
ISBN: 978-85-387-0577-2
1. Pré-vestibular. 2. Educação. 3. Estudo e Ensino. I. Título.
CDD 370.71
Disciplinas
Autores
Língua Portuguesa
Literatura
Matemática
Física
Química
Biologia
História
Geografia
Francis Madeira da S. Sales
Márcio F. Santiago Calixto
Rita de Fátima Bezerra
Fábio D’Ávila
Danton Pedro dos Santos
Feres Fares
Haroldo Costa Silva Filho
Jayme Andrade Neto
Renato Caldas Madeira
Rodrigo Piracicaba Costa
Cleber Ribeiro
Marco Antonio Noronha
Vitor M. Saquette
Edson Costa P. da Cruz
Fernanda Barbosa
Fernando Pimentel
Hélio Apostolo
Rogério Fernandes
Jefferson dos Santos da Silva
Marcelo Piccinini
Rafael F. de Menezes
Rogério de Sousa Gonçalves
Vanessa Silva
Duarte A. R. Vieira
Enilson F. Venâncio
Felipe Silveira de Souza
Fernando Mousquer
Produção
Projeto e
Desenvolvimento Pedagógico
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Equilíbrio
iônico e produto
iônico
O entendimento da natureza dos equilíbrios iônicos, assim como os químicos (moleculares), nos dá
respostas a várias perguntas, como: por que algumas
reações parecem não se completar?
Por que algumas reações exigem pressões tão
altas? Por que algumas coisas são ácidas e outras
básicas? Enfim, para entendermos melhor o dia-a-dia
e as ionizações, ao longo deste módulo, responderemos a estas e a outras perguntas.
Sabendo que as reações de ionização constituem equilíbrios químicos aos quais estão associadas
as respectivas constantes de ionização.
Para um ácido de fórmula geral HA, temos:
HA + H2O
H3O+ + A–
Como a água é solvente, a concentração [H2O] é
muito grande comparada à do ácido e, por isso, pode
ser considerada constante.
Assim, a constante do equilíbrio (Kc) da ionização será:
KC =
HA(aq) + H2O(aq)
+
H3O(aq) + A–(aq)
As bases, representadas por BOH, dissociam-se em
solução aquosa, originando também um equilíbrio:
BOH(aq)
–
+
B(aq)
+ OH(aq)
EM_V_QUI_022
Constante de ionização (Ki)
Baseando-se nessa ideia de equilíbrio (chamado
iônico devido à presença dos íons em solução), podemos determinar a chamada constante de ionização.
Vamos utilizar um ácido genérico HA para desenvolver esta ideia.
+
–
KC[H2O] = [H3O ]·[A ]
[HA]
constante constante constante de
ionização do
ácido HA(Ka)
Equilíbrio iônico
Partindo da ideia de que em soluções aquosas
as substâncias como ácidos, bases etc. se ionizam
e/ou se dissociam, observamos que esse processo
(reação) é reversível, logo existe um equilíbrio.
Observe este exemplo: considere um ácido genérico HA, cujo equilíbrio em solução aquosa pode
ser representado de duas maneiras:
–
+
HA(aq)
H(aq) + A(aq)
[H3O+]·[A–]
[HA]·[H2O]
Ka =
[H3C+][A–]
[HA]
Escrevendo a ionização do ácido da maneira
mais simples:
HA
``
H + + A – Ka =
[H+][A–]
[HA]
Exemplos:
1. HF
H + + F – Ka =
2. CH3 – COOH
Ka =
[H+][F–]
[HF]
H + CH3 – COO –
+
[H+][CH3COO –]
[CH3COOH]
Observando as expressões, podemos perceber
que, quanto maior a concentração em mol/L de íons,
maior será o valor de Ka. Como a concentração de íons
é maior na solução de HF, podemos concluir que sua
constante de ionização apresentará maior valor.
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1
Experimentalmente, temos:
HF Ka = 6,6 . 10–4
H3CCOOH
Ka = 1,8 . 10–5
Com o conhecimento das constantes de ionização
dos ácidos (Ka), podemos comparar suas forças para
soluções de mesma concentração em mol/L. Assim, o
ácido mais ionizado (maior ) e, portanto, mais forte, é
o que apresenta a maior constante de ionização.
Generalizando:
•• quanto maior o valor da constante de ionização;
Tabela com alguns valores de Ki dos ácidos, já
determinados experimentalmente:
Constante de ionização dos ácidos em solução
aquosa a 25°C
Nome
Ácido clorídrico
HC
Ácido sulfúrico
H2SO4
HSO4–
H + HSO4
H+ + SO42–
muito forte
1,2 . 10–2 *
Ácido fosfórico
H3PO4–
H2PO4–
HPO42–
H+ + H2PO4–
H+ + HPO42–
H+ + PO43–
7,5 . 10–3
6,2 . 10–8 *
4,4 . 10–13 *
Ácido carbônico
H2CO3
HCO3
H+ + H2CO3–
H+ + CO3–
4,3 . 10–7
5,6 . 10–11*
Ácido sulfídrico
H2S
HS–
Ácido cianídrico
HCN
•• maior ionizado está o ácido ( maior);
•• maior será a sua força.
Grau de ionização ou dissociação ( )
Experimentalmente, é possível determinar o
grau de ionização ( ) dos ácidos:
= n.° de mol ionizado
n.° de mol inicial
a 25°C e numa
solução 0,1mol/L
H3CCOOH
= 1,3%
= 8%
HF
Ka
Valores de Ka
Classificação
H +C
+
muito forte
–
–
+
1,1 . 10–7
1,0 . 10–19*
H+ + HS–
H+ + S2–
6,2 . 10–10
H+ + CN–
10-7
muito fraco
10-2
fraco
103
forte muito forte
* Os valores destacados são obtidos na 2.ª ou 3.ª etapa de ionização dos poliácidos.
(USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química 2 – físico-química.
Assim, mediante o teste da condutibilidade elétrica das soluções ou por meio da análise dos valores
dos graus de ionização ( ), constatamos que o HF é
um ácido mais forte que o H3CCOOH.
ácido fraco no equilíbrio:
+
HA
+ água [H2O] = constante
H+
A–
ácido forte no equilíbrio:
HA
+
2
HA
H+
A–
No caso de um ácido com mais de um hidrogênio ionizável, o ácido sulfídrico (H2S), por exemplo,
a ionização irá ocorrer em duas etapas:
•• 1.ª etapa: H2S
H+ + HS–
•• 2.ª etapa: HS–
H+ + S2–
Com isso, teremos duas constantes de ionização:
[H+][HS–]
•• 1.ª ionização: K1 =
[H2S]
•• 2.ª ionização: K2=
[H+][S2–]
[H2S]
Experimentalmente, podemos determinar
também os valores dessas constantes:
K1 = 1,1 . 10–7
K2 = 1,0 . 10–19
Note que o valor de K1 é muito maior do que o
valor de K2, o que permite concluir que a 1.ª ionização
é muito mais fácil de ocorrer do que a segunda, que,
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EM_V_QUI_022
Compreendendo a ionização dos ácidos, podemos observar no equilíbrio o seu comportamento. Se
observarmos um ácido fraco e um forte de mesma
concentração a uma mesma temperatura, veremos que
o ácido fraco está muito pouco ionizado, originando,
no equilíbrio, uma pequena concentração de íons
e uma grande quantidade de moléculas do ácido
não-ionizado. Por isso, ele é um eletrólito fraco e sua
constante de ionização é pequena.
Já o ácido forte está muito ionizado e quase a
totalidade de suas moléculas se transforma em íons.
Por isso, ele é um eletrólito forte e sua constante de
ionização é elevada.
São Paulo: Saraiva – v. 2.)
por ter uma constante muito baixa, será desprezada
para efeito de cálculo. Isso é verificado para todos
os ácidos que apresentam mais de um hidrogênio
ionizável. Assim, deveremos considerar que a concentração de íons H+ presente na solução aquosa de
um poliácido é proveniente da sua 1.ª ionização.
Generalizando, temos:
Para poliácidos: K1 >>> K2 >>> (...)
Para bases, o raciocínio é semelhante, assim
podemos dizer que:
A constante de ionização ou dissociação para
bases Kb é tida da seguinte forma:
Veja o exemplo:
NH3 (g) + H2O( )
NH+4(aq) + OH–(aq)
[NH+4][OH–]
[NH3]
Note que a concentração da água, por ser uma
constante, não aparece na expressão de Kb.
Em resumo, para uma base qualquer (BOH):
[B+][OH–]
BOH
B+ + OH–
Kb =
[BOH]
Kb =
Quanto maior o valor de Kb, maior a sua
força e maior a [OH–].
Lei da diluição de Ostwald
Ostwald trabalhou no intuito de organizar uma
relação entre a constante de ionização, as concentrações em mol/L e o grau de ionização de monoácidos
e monobases.
Para compreender a expressão proposta por ele,
acompanhe o raciocínio a seguir.
Assim, o número de mol de cada espécie na
condição de equilíbrio é:
•• HA = n –
•• H+ =
n
•• A – =
n
n ou n (1 – )
Como nos interessa saber as concentrações em
mol/L, devemos dividir esses valores pelo volume (V):
n (1– )
•• [HA] =
V
n
+
•• [H ] =
V
•• [A–] = n
V
Substituindo esses valores na expressão da
constante de ionização (Ki):
[H+][A–]
Ki = [HA]
, temos:
n. n
. . n
V
V ⇒ K= 2 . n
Ki= V
Ki=
i
1–
n (1– )
V
1–
V
Onde, n é igual à molaridade do ácido. E, então,
temos:
V
Ki=
2
.
1–
Quando trabalhamos com ácidos ou com bases
fracos, ou seja, pouco ionizados ( < 5%), o valor de
é muito pequeno e podemos considerar, então, que
a expressão (1 – ) é aproximadamente igual a 1.
Assim, para ácidos e bases fracos, a Lei de Ostwald
pode ser expressa por:
Ki =
2
.
H2O
Dado um ácido: HA
H+ + A– , temos que, ao
adicionarmos um ácido à água, podemos relacionar
o número de mol adicionado com o número de mol
ionizado:
n.° de mol ionizado
=
n.° de mol iniciais (n)
n.° de mol ionizado =
EM_V_QUI_022
Início
n mol
n
Proporção gasta
Equilíbrio
n–
n
2
.n
HA
H+ + A–
0
0
forma
n
Em que:
•• Ki só se altera com uma variação de temperatura. Logo, o produto 2 . . m apresenta
sempre o mesmo valor a uma dada temperatura:
n
forma
n
n
.
= constante
•• Se provocarmos uma diluição, estaremos
diminuindo a concentração em mol/L da solução. Com isso, o ácido ou a base sofrerão
uma maior ionização, ou seja, seus graus de
ionização ( ) aumentarão:
2
.
= constante
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3
Equilíbrio iônico da água (H2O)
Sabemos experimentalmente que a água pura
ou usada para solvente se ioniza pouco, originando
o seguinte equilíbrio:
H2O( ) + H2O( )
-1
+1
H3O(aq) + OH(a–) ou H2O( )
+1
-1
H(aq)
+ OH(aq)
KW = [H+] [OH–]
A temperatura de 25ºC:
Kw = [H+] [OH–] = 10–7 . 10–7 = 10–14
Kw = 10–14 (25ºC)
Esquematicamente:
água pura
[H+] = [OH–]
A 25ºC, as concentrações em mol/L de H+ e
OH na água pura são iguais entre si e apresentam
um valor igual a 10–7mol/L–1.
–
água pura a 25ºC
[H+] = [OH–] = 10–7 mol L–1
Produto iônico da água (Kw)
Dada a ionização da água:
H2O
H+ + OH–
O grau de ionização da água é extremamente pequeno. A medida de sua condutividade elétrica revelou
que, em 1L, há apenas 0,0000001 mol (10–7mol) de água
ionizada (25ºC). Assim:
HO
2
praticamente
constante
H+ + OH–
10–7
mol
L
10–7
mol
L
Escrevendo a expressão da constante desse
equilíbrio, teremos:
[H+]·[OH–]
K=
[H2O]
constante
4
constante
[OH–] . 10–7
K · [H2O] =[H+]·[OH–]
[H+] . 10–7
Mesmo em soluções em que as concentrações em mol/L de H+ e OH– não são iguais
entre si, o seu produto deverá permanecer
constante. Se conhecermos a concentração
em mol/L de H+ de uma solução aquosa
qualquer, podemos determinar a concentração em mol/L de OH–. Como podemos
perceber pelo gráfico, à medida que ocorre
um aumento de [H+], ocorre uma diminuição de [OH–].
b)A variação do Kw, que só ocorre em função
da temperatura, é apresentada na tabela
ao lado.
t(°C)
KW
10
0,29 . 10–14
20
0,68 . 10–14
25
1,00 . 10–14
30
1,47 . 10–14
40
2,92 . 10–14
60
9,40 . 10–14
constante de ionização
da água ou produto
iônico da água (Kw)
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EM_V_QUI_022
Na água pura, a concentração de íons H+ é
sempre igual à concentração de íons OH–, pois cada
molécula de água ionizada origina um íon H+ e um
íon OH–.
Em diferentes temperaturas, a condutibilidade
da água varia, ou seja, o aumento da temperatura provoca aumento da ionização. Embora a quantidade de
íons H+ e OH– presentes no equilíbrio sofram variação
em função da temperatura, as suas concentrações
serão sempre iguais entre si:
a)O produto iônico da água (K w ) sempre
apresenta um valor constante a uma dada
temperatura, tanto em água pura como em
soluções.
O operador p
pH e pOH
Frequentemente encontramos indicações de
valores de pH em rótulos de embalagens de águas
minerais, medicamentos, sucos de frutas, loções e
cosméticos, produtos de limpeza etc.
O pH é um parâmetro utilizado para indicar se
um material é ácido, básico ou neutro e o quanto é
ácido ou básico.
A água é neutra, ou seja, não é ácida nem básica. Já vimos que, na água pura, [H+] = [OH–], e seus
valores são iguais a 10–7mol/L (a 25°C).
Observemos alguns exemplos:
•• O suco de tomate tem [H+] = 10–4mol/L. Isso
quer dizer que a concentração de íons H+ é
igual a 10–4 ou 0,0001mol de íons H+ em cada
litro do suco.
Amoníaco comercial [H+] = 10–12mol/L pH = 12
A sugestão de Sorensen foi muito bem recebida e passou a ser adotada por todos os químicos e
biólogos.
Por analogia com o pH, foi introduzido o pOH
para representar a [OH–]:
[OH–] = 10–n = pOH = n
Assim, no exemplo do suco de tomate e do
amoníaco comercial:
Suco de tomate [OH–] = 10–10mol/L pOH = 10
Amoníaco comercial [OH–] = 10–2mol/L pOH = 2
No caso da água, como [H+] = [OH–] = 10–7mol/L,
pH = pOH = 7. Recorrendo ao conceito matemático
de logaritmo decimal, podemos escrever:
[H+] = 10–n
•• O amoníaco comercial tem [OH–] = 10–2mol/L.
Isso quer dizer que a concentração de íons
OH– é igual a 10–2 ou 0,01mol de íons OH– em
cada litro desse produto.
Portanto, como que já vimos, em qualquer meio
aquoso, [H+] [OH–] = 10–14 (25ºC). Assim, no suco de
tomate, como [H+] = 10–4mol/L, [OH–] = 10–10mol/L.
De fato, 10–4 . 10–10 = 10–14. No amoníaco comercial,
como [OH–] = 10–2, [H+] = 10–12. De fato, 10–12 . 10–2
= 10–14.
[H+] meio ácido > 10–7mol/L
[OH–] meio ácido < 10–7mol/L
•• [OH–] meio básico > [OH–] água pura
n = –log[H+]
[OH–] = 10–n
–n = log[OH–]
n = –log[OH–]
EM_V_QUI_022
[H+] = 10–n
pH = n
Portanto, os valores de pH dos materiais citados
anteriormente são:
pOH = –log[OH-]
pH = –log[H+] = colog[H+]
pOH = –log[OH–] = colog[OH–]
Já sabemos que, em qualquer meio aquoso, [H+]
[OH ] = 10–14 (25ºC). Aplicando uma das propriedades
dos logaritmos a essa expressão, temos:
log[H+] + log[OH–] = –14
–
– log [H+] – log[OH–] = 14
[OH–] meio básico > 10–7mol/L
[H+] meio básico < 10–7mol/L
Na maioria dos materiais ligados ao dia-a-dia,
os valores de [H+] e de [OH–] são muito pequenos e,
por isso, são expressos em potências negativas de
10. Entretanto, seria muito desconfortável para os
químicos trabalhar com essas potências. Por isso,
Soren Peter Lauritz Sorensen, bioquímico dinamarquês, em 1909 sugeriu que [H+] fosse representada
pela potência de 10 com o sinal trocado e deu o nome
pH a essa representação.
pH = –log[H+]
Matematicamente, log com sinal trocado é colog, portanto:
Podemos dizer em função do conceito de Arrhenius que, pelo conceito de Svante Arrhenius de ácido
e de base, temos:
•• [H+] meio ácido > [H+] água pura
–n = log[H+]
pH + pOH = 14
pH de alguns materiais do nosso dia-a-dia:
suco gástrico – 1,2
suco de limão – 2,2
vinagre – 2,5
refrigerante – 3,0
cerveja – 4,5
café – 5,0
urina – 6,0
leite – 6,5
saliva – 6,4 – 7,6
sangue – 7,4
lágrima – 7,4
água do mar – 8,5
leite de magnésia – 10,5 amoníaco – 12,0
Suco de tomate [H ] = 10 mol/L pH = 4
+
–4
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5
Genericamente, o comportamento de um indicador pode ser representado por:
HInd
O pH no corpo humano
Nas células do nosso corpo, o CO2 é continua­
mente produzido como um produto terminal do
metabolismo. Parte desse CO2 se dissolve no
sangue, estabelecendo o equilíbrio:
CO2 + H2O
H2CO3
H+ + HCO–3
Esse é um exemplo dos diversos equilíbrios
que mantêm o pH do nosso sangue entre 7,3
e 7,5. Quando a respiração é deficiente, essa
hipoventilação acarreta o aumento da concentração de CO2 no sangue, o que provoca o
deslocamento do equilíbrio para a direita, aumentando a concentração de H+ e diminuindo
o pH sanguíneo. Essa situação é denominada
acidose.
Acidose: [CO2]
pH
Sintomas: falta de ar, diminuição ou supressão da respiração, desorientação com
possibilidade de coma.
Causas: ingestão de drogas, enfisema,
pneumonia, bronquite, asma, alterações no
sistema nervoso central.
Um ataque de histeria ou de ansiedade pode
levar uma pessoa a respirar muito rapidamente.
Essa hiperventilação acarreta a perda de uma
quantidade maior de CO2 pelos pulmões, o que
provoca o deslocamento do equilíbrio para a
esquerda, diminuindo a concentração de H+ e
aumentando o pH do sangue. Essa situação é
denominada alcalose.
Alcalose: [CO2] ↓ pH
Sintomas: respiração ofegante, entorpecimento, rigidez muscular, convulsões.
Causas: ingestão de drogas, cirrose, exercícios físicos excessivos, overdose de aspirina,
doenças pulmonares.
(USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química 2 – físico-química.
São Paulo: Saraiva. v. 2.)
H+ + Ind–
Quando o indicador está não-ionizado (HInd),
apresenta uma coloração característica de cada indicador; quando está ionizado (Ind–), apresenta uma
nova coloração. Vamos considerar, esquematicamente, o comportamento de um indicador qualquer.
Se a esse equilíbrio adicionamos:
1)um ácido: o aumento da concentração de
H+ desloca o equilíbrio para a esquerda, e a
solução torna-se incolor;
2)uma base: os íons OH– retiram H+ do equilíbrio, que se desloca para a direita, e a solução
torna-se vermelha.
Logo, esse indicador pode apresentar as seguintes colorações:
•• meio ácido: incolor;
•• meio básico: vermelho.
Por exemplo, a fenolftaleína, em solução aquosa,
estabelece o seguinte equilíbrio:
O
O
C
C
O–
calor
O
C
C
O(aq)
OH(aq) HO
HO
incolor
+ H+(aq)
róseo
•• Meio ácido = [H ]: o equilíbrio é deslocado
para a esquerda, prevalecendo a forma nãoionizada; logo, a solução é incolor.
+
•• Meio básico = [OH–]: os íons OH– retiram H+
do equilíbrio, que se desloca para a direita,
prevalecendo a forma ionizada; logo, a solução é rósea.
A mudança de cor ocorre em determinados intervalos de pH, denominados faixa ou intervalo de
viragem. Quando o valor do pH é inferior ao intervalo
de viragem, temos uma cor; quando o valor é superior
ao intervalo, temos outra cor; na faixa de viragem
temos uma cor intermediária às duas.
6
São substâncias que mudam de cor em função
da [H+] e da [OH–], ou seja, de acordo com o pH. Muitos indicadores são naturais, porém os mais usados
hoje são os sintéticos, por exemplo a fenolftaleína,
que quando em meio aquoso se ioniza e origina íons,
estabelecendo um equilíbrio.
Em determinadas soluções (ácidos, bases),
podemos determinar as [H+] e de [OH–] da seguinte
forma:
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EM_V_QUI_022
Indicadores de cor
a) Para ácidos com grau de ionização menor que
100%, temos: [H+] = . [HA] ou [H+] = . ;
b)Para bases com grau de dissociação menor
que 100%, temos: [OH–] = . .
1. Coloque os ácidos abaixo em ordem crescente de sua
força.
Constante de ionização
HNO2 ..........................4,0 . 10–4
H3CCOOH...................1,8 . 10-5
HCN ............................7,0 . 10–10
HF ...............................7,2 . 10–4
``
b) ácido cianídrico (HCN)
c) ácido cloroso (HCIO2)
d) hidróxido de amônio (NH4OH)
Solução:
[H+] · [NO –2]
a) K =
[HNO2]
b) K =
d) K =
[H+] · [As–(aq)]
[HAs]
Na ionização desse ácido, para cada íon H+ produzido,
também se forma um íon As–, suas concentrações são
iguais e apresentam o valor igual a 0,0057mol/L. A
concentração do HAs no equilíbrio é praticamente
igual à sua concentração inicial, por ser um ácido
fraco, e apresenta valor igual a 0,1mol/L. Substituindo
os valores na expressão do Ka, temos:
(0,0057) (0,0057)
K a=
K a= 3,2 . 10–4
(0,1)
Outra maneira de resolver é utilizar a Lei de Ostwald
para ácidos fracos, expressa por:
Ka=
2
.
A molaridade ( ) é conhecida (0,1 mol/L) e o grau
de ionização ( ) pode ser calculado por:
[H+] · [CN –]
[HCN]
[H ] · [ClO2–]
[H+] =
+
c) K =
H+(aq) + As–(aq)
K a=
Solução:
a) ácido nitroso (HNO2)
[HClO2]
[NH4+] · [OH –]
=
[NH4OH]
.
[H+]
, onde [H+] = 0,0057 mol/L:
=
0,0057
0,1
= 5,7 . 10–2
Substituindo os valores na expressão, temos:
3. Um ácido HX apresenta uma constante de ionização
igual a 10–6, a 25ºC. Calcule o grau de ionização desse
ácido numa solução 0,01 mol/L a 25ºC.
Ka=
2
.
K a= (5,7 . 10–2)2 . 0,1
Ka= 3,2 . 10–4
Solução:
Como o HX é um ácido fraco, podemos calcular o seu
grau de ionização ( ) usando a expressão:
EM_V_QUI_022
Solução:
HAs(aq)
2. Dê as expressões das constantes de ionização dos
seguintes eletrólitos:
``
``
Inicialmente, devemos escrever a expressão do Ka,
para o equilíbrio:
HCN < H3CCOOH < HNO2 < HF
``
4. O ácido acetilsalicílico, mais conhecido como
aspirina, é um ácido orgânico fraco, cuja fórmula
será apresentada por HAs. Uma solução aquosa é
preparada dissolvendo-se 0,1 mol de HAs por litro.
A concentração de H+ nessa solução é igual a
0,0057 mol/L. Calcule o Ka para a aspirina.
Ki =
2
=
2
Ki
.
, onde
= 0,01 mol/L = 10-2 mol/L
= 10-2
= 0,01
a) Qual o pH de uma solução 0,005 mol/L de H2SO4?
b) Qual é o pH de uma solução aquosa com 0,1 mol/L
de NaOH?
Ki = 10-6
-6
= 10
10-2
5. Responda os itens a seguir:
= 1%
c) Qual é a concentração de íons OH– no leite de magnésia, cujo pH = 10,5?
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7
7.
e) Qual é a concentração de íons H+ de uma cerveja
cujo pH = 4,5?
``
Solução:
H2SO4
2H+ + SO42– ( = 100%)
0,005 mol/L de H2SO4
0,005 . 2 mol/L de H
+
[H+] = 0,005 . 2 = 0,010 = 10–2 mol/L
pOH = 1
0
= 100%
0
= 0,5% = 0,005 = 5 . 10
[H3C – COOH]inicial = 0,2 = 2 . 10–1
[H+] = 10–4,5 mol/L
-9
= 10 . 10-5 = 3,16 . 10–5
[H+] = 10–4,5 mol/L ou [H+] está compreendido entre 10–5
e 10 mol/L
6. (Fuvest) Em uma solução aquosa diluída e avermelhada
do indicador HA há o equilíbrio:
b) 4,4 < pH < 6,0
HA
H+ + A–
sendo que a espécie HA é de cor vermelha e a espécie
A– é de cor azul.
O que se observa se a esta solução for adicionado
hidróxido de sódio em excesso?
vermelha
8
c) 4,4 < pH < 14
d) 4,8 < pH < 6,0
e) 4,8 < pH < 6,4
``
azul
Se o equilíbrio se deslocar para a direita, a solução
será azul devido à predominância de A–; se o equilíbrio
se deslocar para a esquerda, a solução será vermelha
devido à predominância de HA. Quando adicionamos
uma solução de hidróxido de sódio (NaOH), estamos
acrescentando íons OH – ao sistema, o que provocará
o consumo de íons H+, deslocando o equilíbrio para a
direita e tornando a solução azul.
pH
14
Com base nestas observações, indique, entre as opções
a seguir, aquela que tenha o limite superior e o limite
inferior mais próximos do pH da solução-problema.
a) 1,0 < pH < 6,0
–4
H+ + A–
7,6
•• ao último terço da solução-problema, foi adicionado um pouco de azul de bromotimol e a coloração
ficou amarela.
10–4,5 = 10 2 = 10-9 = 10 . 10-10 =
HA
6,0
vermelho
•• a outro terço da solução-problema, foi adicionado
um pouco de vermelho de clorofenol e a coloração
ficou laranja;
pH = 3
Solução:
vir
•• ao primeiro terço da solução-problema, foi adicionado um pouco de metil-orange e a coloração ficou
amarela;
–3
e) pH = 4,5
pH
14
Onde “vir” indica a faixa de pH em que a cor varia
gradualmente entre as tonalidades extremas assinaladas.
Utilizando estas informações, tentou-se descobrir o pH
de uma solução-problema, inicialmente incolor, a partir
dos ensaios seguintes:
[OH –] = 10–3,5 mol/L
[H3C – COOH]inicial
[H+] = 10–3 mol/L
6,4
amarelo
azul-de-bromotimol
–1
está compreendida entre 10–4 e 10–3 mol/L
d) [H+] =
4,8
vermelho
calor
pH = 13
c) pOH = 14 – 10,5 = 3,5
ou [OH –]
pH
14
vir
amarelo
vermelho-de-clorofenol
[OH ] = 0,1 = 10 mol/L
–
amarelo
3,1 4,4
pH = 2
b) Como a base é forte e a solução é diluída,
0,1 mol/L de NaOH
0
= 100%
vir
vermelho
metil-orange
a) Como o ácido é forte e a solução é diluída,
``
(ITA) Adicionando um pouco de indicador ácido-base a
uma solução aquosa inicialmente incolor, a solução irá
adquirir uma cor que depende da natureza do indicador e do pH da solução original, conforme o esquema
seguinte, válido para a temperatura ambiente:
Solução: D
No primeiro experimento, como a solução ficou amarela
na presença do metil-orange, podemos concluir que seu
pH é superior a 4,4.
No segundo experimento, como a solução ficou alaranjada na presença de vermelho-de-clorofenol, podemos
concluir que seu pH deve estar justamente na faixa de
viragem do indicador, pois a cor alaranjada é intermediária
a amarelo e vermelho; logo, o pH da solução está na
faixa entre 4,8 e 6,4.
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EM_V_QUI_022
d) Qual o pH de uma solução 0,2 mol/L de ácido acético, sabendo que, nessa diluição, o grau de ionização é igual a 0,5%?
No terceiro experimento, como a solução ficou amarela
na presença de azul-de-bromotimol, podemos concluir
que seu pH é inferior a 6.
Resumindo:
solução-problema
1°)
O pH das pastas dentárias é maior que 7, porque
esses produtos contêm substâncias básicas
cuja função é neutralizar a acidez causada pela
fermentação dos alimentos.
8. (Fuvest) As drogas aspirina e anfetamina apresentam
os seguintes equilíbrios em solução aquosa:
pH > 4,4
O
C
solução-problema
2°)
pH > 4,8
O
OH
O–
C
O
O
O – C – CH3 + H3O+
O – C – CH3 + H2O
pH < 6,4
Aspirina
3°)
calor
solução-problema
CH2 – C – NH2 + H2O
Logo, o pH da solução-problema está compreendido
entre 4,8 e 6,0.
Boca limpa, pH certo
Os resíduos alimentares que ficam na cavidade oral
após as refeições são os principais responsáveis
pela formação de cáries. Essa é a razão pela
qual os dentes devem ser escovados após as
refeições.
O esmalte dental é constituído pelo mineral
hidroxiapatia, Ca5(PO4)3 OH, a substância mais dura
de nosso organismo.
Na boca, a hidroxiapatita tem o seguinte equilíbrio:
desmineralização
EM_V_QUI_022
Ca5(PO4)OH(s)
mineralização
H
H
pH < 6
3-
5Ca2+(aq) + 3PO 4(aq) + OH–(aq)
O processo de formação das cáries consiste
no predomínio da desmineralização sobre a
mineralização.
Uma das causas desse desequilíbrio é a presença
de bactérias aderidas ao esmalte dental (placa
bacteriana) que fermentam os resíduos alimentares
produzindo ácidos. A presença dos ácidos é
confirmada pela queda do pH da boca após as
refeições.
Os ácidos produzidos pelas bactérias consomem
o OH –, deslocando o equilíbrio no sentido da
desmineralização.
Escovar os dentes após as refeições e visitar o
dentista regularmente, para a remoção da placa
bacteriana, são medidas que auxiliam na manutenção
da saúde bucal.
CH2 – C – NH+3 + OH–
CH3
CH3
Anfetamina
Sabe-se que a absorção de drogas no corpo humano
ocorre mais rapidamente na forma dissociada, e que
o pH do estômago e o do intestino são iguais a 2 e
7, respectivamente.
Em qual órgão cada uma das drogas será absorvida
mais rapidamente? Justifique a resposta.
``
Solução:
estômago pH = 2
[H3O+] > [OH –]
intestino pH = 7
[H3O+] = [OH –]
No intestino, a concentração de OH – é maior do que
no estômago.
Assim, no intestino, onde a concentração de OH – é
maior do que no estômago, ocorrerá maior consumo
de H3O+, deslocando o equilíbrio da aspirina para
a direita, o que favorece a formação da sua forma
dissociada que será absorvida.
No estômago, a concentração de H3O+ é maior,
logo, ocorrerá maior consumo de OH –, deslocando
o equilíbrio da anfetamina para a direita, o que favorece a formação da anfetamina dissociada que será
absorvida.
1. (Unicamp) Vestibular, tempo de tensões, de alegrias, de
surpresas... Naná e Chuá formam um casal de namorados. Eles estão prestando o Vestibular da Unicamp 2001.
Já passaram pela primeira fase e agora se preparam
para a etapa seguinte. Hoje resolveram rever a matéria
de Química. Arrumaram o material sobre a mesa da sala
e iniciaram o estudo:
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9
—— Acho que sim! – responde Chuá. – O fato de já
sabermos que Química não se resume à regra de
três e à decoração de fórmulas nos dá uma certa
tranquilidade.
—— Em grande parte graças à nossa professora – observa Naná.
—— Bem, vamos ao estudo!
CO2( g)
CO2( aq) etapa 1
CO2( aq) + H2O( )
H+ ( aq) + HCO3− ( aq) etapa 2
HCO3− ( aq)
H+ ( aq) + CO3−2( aq) etapa 3
CaCO3( s )
Ca+2( aq) + CO3−2( aq) etapa 4
Naná responde prontamente; afinal a danada é
craque em Química. Veja só o experimento e as
perguntas que ela propõe a Chuá:
b) Explique como os moluscos com conchas participaram da diminuição da concentração do dióxido
de carbono na atmosfera.
—— Quando em solução aquosa, o cátion amônio, NH+
4
dependendo do pH, pode originar cheiro de amônia, em intensidades diferentes. Imagine três tubos
de ensaio, numerados de 1 a 3, contendo, cada um,
porções iguais de uma mesma solução de NH4Cl.
Adiciona-se, no tubo 1, uma dada quantidade de
NaCH3COO e agita-se para que se dissolva totalmente. No tubo 2, coloca-se a mesma quantidade
em moles de Na2CO3e também se agita até a dissolução. Da mesma forma se procede no tubo 3,
com a adição de NaHCO3. A hidrólise dos ânions
considerados pode ser representada pela seguinte
equação:
3. (UFF) Uma solução de ácido acético 0,050M apresenta
um grau de dissociação (αα) 0,4% à temperatura de
25°C.
Xn– (aq) + H2O(aq) = HX (n–1) (aq) + OH– (aq)
Os valores das constantes das bases Kb para acetato,
carbonato e bicarbonato são, na sequência:
5,6 . 10–10, 5,6 . 10–4 e 2,4 . 10–8. A constante Kb da
amônia é 1,8 . 10–5.
a) Escreva a equação que representa a liberação de
amônia a partir de uma solução aquosa que contém
íons amônio.
Para essa solução, à temperatura mencionada, calcule:
a) o valor da constante de equilíbrio.
b) a concentração do íon acetato.
c) o pH da solução.
d) a concentração de todas as espécies em solução.
Dado: log 2 = 0,301.
4. (UFRJ) O vinhoto é um resíduo aquoso subproduto
do processo de produção de álcool a partir do licor
de fermentação da cana-de-açúcar. Rico em potássio
e fósforo, mas pobre em nitrogênio, o vinhoto vem
sendo utilizado como fertilizante em plantações de
cana-de-açúcar. Para tornar o vinhoto um fertilizante
melhor, propõe-se diminuir a sua acidez e acrescentar
nitrogênio.
b) Em qual dos tubos de ensaio se percebe cheiro
mais forte de amônia? Justifique.
a) Das seguintes substâncias (NaOH, NH4OH, NH4NO3
e NaCl), escolha aquela a ser adicionada à solução
de vinhoto para torná-la um melhor fertilizante.
Justifique.
c) O pH da solução de cloreto de amônio é maior;
menor ou igual a 7,0? Justifique usando equações
químicas.
b) Sabendo que o vinhoto é ácido, explique por que a
solubilidade da amônia em vinhoto é maior do que
em água pura.
—— Ô, Naná, você está querendo me estourar mas não
vai conseguir. Lembro-me muito bem das explicações da nossa professora esclarecendo sobre equilíbrio em solução aquosa – fala Chuá.
5. (Unesp) A maior parte do dióxido de carbono gerado
no metabolismo celular, no corpo humano, por reagir
rapidamente com a água contida no sangue, é conduzida pela corrente sanguínea, para eliminação nos
pulmões.
2. (UFRJ) Existem indícios geológicos de que há,
aproximada­mente, 2 bilhões de anos, a atmosfera
primitiva da Terra era constituída de cerca de 35% (em
volume) de dióxido de carbono (gás carbônico), o que
tornava improvável o surgimento de vida na superfície
do planeta. Todavia, o aparecimento dos moluscos com
conchas nos oceanos veio a colaborar significativamente
para diminuir essa concentração.
10
a) Sabendo que as conchas dos moluscos são constituídas de carbonato de cálcio, escreva a equação
global que representa as etapas reacionais de 1 a
4, relacionadas ao fenômeno acima.
a) Escreva a equação química que representa a reação de equilíbrio entre o dióxido de carbono e a
água.
b) Se no sangue não houvesse outras substâncias
que garantissem um pH próximo de 7, qual seria a
consequência da reação do gás carbônico com a
água do sangue, em termos de pH?
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EM_V_QUI_022
—— Será que estamos preparados para esta prova? –
pergunta Naná.
6. (UFJF) A amônia anidra é um gás incolor de odor intenso. Quando dissolvida em água, recebe o nome de
hidróxido de amônio.
a) Calcule o pH da solução de hidróxido de amônio
0,05molxL–1, nas condições ambientes.
b) Considere, em seu cálculo, o valor da constante de
ionização da amônia igual a 2,0 . 10–5 e despreze a
autoionização da água.
c) Escreva o nome da forma geométrica da molécula da
amônia e classifique o tipo de ligação interatômica nela
presente, a partir da diferença de eletronegatividade.
(UFJF) O esmalte do dente é constituído por um material muito pouco solúvel em água e cujo principal
componente é a hidroxiapatita, Ca5(PO4)3OH. Quando
o ser humano atinge a fase adulta, pode ocorrer tanto o
processo de desmineralização quanto o de mineralização
dos dentes. A equação a seguir representa os processos
mencionados em equilíbrio:
H2O( � )
5Ca2+ ( aq) + 3PO43−( aq) + OH(−aq)
Baseando-se nas informações acima, indique qual das
espécies adiante promoveria a deterioração do dente:
a) Ca(OH)
b) OH–
HBrO
2 . 10–9
HCN
4,8 . 10–10
HCOOH
1,8 . 10–4
HClO
3,5 . 10–8
HCIO2
4,9 . 10–3
Indique sua ordem crescente de acidez.
11. (Fuvest) Valor numérico da constante de ionização do
ácido acético = 1,8 . 10–5.
Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se
obter uma solução com [H+] = 10–3M.
Nessa solução as concentrações, em mol/L, de CH3COO
e de CH3COOH são, respectivamente, da ordem de:
a) 3 . 10–1 e 5 . 10–10
b) 3 . 10–1 e 5 . 10–2
c) 1 . 10–3 e 2 . 10–5
d) 1 . 10–3 e 5 . 10–12
c) H+
e) 1 . 10–3 e 5 . 10–2
d) KOH
12. (Elite) O que podemos dizer da relação entre o Ki e o
grau de ionização? Para ácidos fracos.
e) Ca3(PO4)2
8. (UFRRJ) Para descolar o equilíbrio
2CrO4−2 + 2H+  Cr2O7−2 + H2O , a fim de se produzir
dicromato:
a) acrescenta-se base, ficando com [H3O+] > 10–7
b) acrescenta-se ácido, ficando com [H3O+] > 10–7
c) retira-se ácido, ficando com [H3O+] < 10–7
d) adiciona-se base, ficando com [H3O+] < 10–7
e) adiciona-se ácido, ficando com [H3O+] = 10–7
9. (ITA) Numa solução aquosa 0,100mol/L de um ácido
­monocarboxílico, a 25ºC, o ácido está a 3,7% dissociado
após o equilíbrio ter sido atingido. Indique a opção que
contém o valor correto da constante de dissociação
desse ácido nessa temperatura.
a) 1,4
13. (Elite) Qual seria a relação entre constante de ionização
e a força de um ácido?
14. (Unicamp) O gás carbônico, CO2, é pouco solúvel em
água. Esse processo de dissolução pode ser representado pela equação:
CO2( g) + H2O( l ) → HCO3− ( aq) + H+ ( aq)
Essa dissolução é muito aumentada quando se adiciona
NaOH na água. Para se determinar a quantidade de
CO2em uma mistura desse gás com gás nobre neônio,
foi realizado um experimento. O esquema a seguir
mostra o experimento e o resultado observado. A
proveta está graduada em mililitros (mL).
Mistura de CO2 + Neônio
b) 1,4 . 10–3
EM_V_QUI_022
Ka = (25oC)
100
90
80
70
60
50
40
30
20
10
Ca5(PO4 )3 OH( s )
Ácido
100
90
80
70
60
50
40
30
20
10
7.
10. A seguir estão tabeladas as constantes de ionização
(Ka) em solução aquosa a 25ºC.
Solução de
NaOH
c) 1,4 . 10–4
d) 3,7 . 10–2
início do experimento
fim do experimento
e) 3,7 . 10–4
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11
Sabendo que não houve variação de temperatura
durante o experimento e considerando desprezíveis
a solubilidade do gás neônio em água e a pressão de
vapor da água nessas condições:
a) como a presença de NaOH aumenta a dissolução
do gás carbônico na água?
b) calcule a pressão parcial do CO2 na mistura inicial,
sabendo que a pressão ambiente é de 90kPa (quilopascal).
15. (PUC-Campinas) A formação de estalactites, depósitos
de carbonato de cálcio existentes em cavernas próximas
a regiões ricas em calcário, pode ser representada pela
reação reversível:
CaCO3( s ) + CO2( g) + H2O( )
Ca2+ ( aq) + 2HCO3− ( aq)
Dentre as seguintes condições:
I. evaporação constante da água
II. corrente de ar frio e úmido
III. elevação da temperatura no interior da caverna
IV. abaixamento da temperatura no interior da caverna
d) 5,0 . 1010
e) 5,0 . 1015
18. (ITA) Considere soluções aquosas diluídas de ácido
acético, a 25°C, em equilíbrio. A equação a seguir, na
qual HA significa ácido acético e A– o íon acetato, representa esse equilíbrio:
HA(aq)
H+(aq) + A–(aq)
Considerando um comportamento ideal das soluções
+
−
e a notação [H ] , [ A ] e [HA] para representar as
respectivas concentrações em mol/L e definindo
= [A–]/{[A–]+[HA]} e C = {[A–]+[HA]}
assinale a opção cuja afirmação está errada:
a) A pressão parcial do HA sobre a solução é proporcional ao produto (1 – )xC.
b) A condutividade elétrica é proporcional ao produto
x C.
c) O abaixamento da temperatura do início de solidificação no resfriamento é proporcional ao
produto(1+ ) x C.
d) O produto
quais favorecem a formação de estalactites?
a) I e II.
b) I e III.
x C é uma função crescente de C.
e) Considerando também a dissociação iônica do
solvente, conclui-se que a [H+] é menor do que a
[A–].
19. (PUC-Campinas) A hidroxiapatita, fosfato naturalmente
­encontrado no solo, apresenta em meio ácido a reação:
c) II e III.
d) II e IV.
e) III e IV.
16. (Cesgranrio) Uma solução de um monoácido fraco, cuja
constante de ionização Ka = 2 . 10–5, deve ser misturada
a uma outra solução de um sal desse monoácido para
preparar uma solução tampão de pH = 6. A razão entre
as concentrações do ácido e do sal é:
2+
2+ 3HPO4(aq)
+ H2O( )
Ca5(OH)(PO4)3(s) + 4H+(aq) 5Ca(aq)
A adição de hidroxiapatita em determinados locais
modifica o solo, pois:
a) aumenta o pH, devido à formação de ácidos.
b) diminui o pH, devido à formação de ácidos.
c) aumenta o pH, porque consome H+(aq).
a) 1/3
d) diminui o pH, porque produz sais ácidos.
b) 1/5
e) aumenta o pH, porque produz água.
c) 1/6
20. (PUC-Campinas) Dentre os vários atentados terroristas
ocorridos em cidades japonesas, suspeita-se que houve
tentativa para a produção do HCN por meio da reação
de cianeto com ácidos, ou seja:
e) 1/20
17. (Cesgranrio) Considere a reação H+ + OH– H2O em
­equilíbrio, a 25°C. Sabendo-se que, para a reação H+ +
OH– H2O, a velocidade é V1 = 1.1011 [H+][OH–] e, para
a reação H2O H+ + OH–, a velocidade é V2 = 2 x 10–5
[H2O], a constante em equilíbrio, a 25°C, será:
a) 5,0 . 10–10
b) 5,0 . 10–5
c) 5,0 . 105
+
NaCN(s) + H(aq)
+
Na(aq)
+ HCN(g)
Sobre esse equilíbrio são formuladas as proposições:
I. Ácidos favorecem a produção de HCN(g).
II. O ânion cianeto funciona como base de Lowry
Bronsted.
III. Adição de uma base desloca o equilíbrio no sentido
da formação de HCN(g).
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EM_V_QUI_022
d) 1/10
12
Kc = 1,8 . 10–5
23. (UFF) Na bancada de um laboratório, um frasco exibe
o ­seguinte rótulo:
Pode-se afirmar que apenas:
a) I está correta.
b) II está correta.
c) III está correta.
d) I e II estão corretas.
CH3COOH
0,5M
e) II e III estão corretas.
+
21. (UECE) A concentração [H ] de uma solução 6 x 10–7
mols/litro do ácido H2S, com uma constante de ionização
Ka de 10–7 , é igual a:
a) 5 . 10–7 mols/litro
b) 6 . 10–7 mols/litro
b) (0,5 − x) mols . L–1 de CH3COOH
c) 3 . 10–7 mols/litro
c) (x − 0,5) mols . L–1 de CH3COOH
d) 2 . 10–7 mols/litro
22. (UEL) Considere a tabela de constantes de ionização
Ka representada a seguir e responda:
Ácidos
Ka[25ºC]
Fluorídrico, HF
6,5 . 10–4
Nitroso, HNO2
4,5 . 10
Benzóico, C6H5 – COOH
6,5 . 10–5
Acético, CH3 – COOH
1,8 . 10
Propiônico, C2H5–COOH
1,4 . 10–5
Hipocloroso, HOCl
3,1 . 10–8
Cianídrico, HCN
4,9 . 10–10
–4
–5
Das soluções aquosas de concentração 0,1 mol/L dos
­seguintes ácidos:
I. fluorídrico
II. benzoico
III. acético
V. cianídrico
a que apresenta MENOR pH é:
b) II.
c) III.
EM_V_QUI_022
d) IV.
e) V.
d) (0,5 − x) mols . L–1 de H3O
e) x mols . L–1 de CH3COOH
24. (Cesgranrio) Um ácido fraco em solução 0,1N apresenta
um grau de ionização igual a 0,001. A concentração de
íon H+ e o pH da solução são, respectivamente:
a) 10–1 íon g/l e 1,0.
b) 10–2 íon g/l e 2.
c) 10–3 íon g/l e 3,0.
d) 10–4 íon g/l e 4,0.
e) 10–5 íon g/l e 5,0.
1. (UFRJ) Os ácidos carboxílicos são considerados ácidos
fracos. A tabela a seguir apresenta as constantes de
ionização, em valores aproximados, do ácido fórmico e
do ácido acético.
Ácido
IV. propiônico
a) I.
Isto significa que para o reagente em questão, cujo
Ka é 1,75 . 10 –5, no equilíbrio, existem no frasco,
aproximadamente:
a) X2mols . L–1 de CH3COOH
Fórmula molecular
Ka
Fórmico
HCOOH
10–4
Acético
CH3COOH
10–5
a) Em uma experiência foram preparadas duas soluções aquosas de mesma molaridade, uma contendo ácido fórmico e outra ácido acético.
Indique qual das soluções apresenta menor pH.
Justifique sua escolha.
b) Uma solução aquosa de vinagre contém 0,1 mol/L
de CH3COOH.
Determine a concentração molar de íons acetato
nessa solução.
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13
2. (UERJ) O cheiro característico do peixe é causado por
uma substância orgânica denominada metilamina, de
fórmula H3C–NH2
O caráter básico dessa substância está indicado no
seguinte sistema em equilíbrio:
H3C – NH2 + H2O H3C – NH+3 + OH–
A sabedoria popular recomenda que, logo após o
manuseio do peixe, se use limão para remover o cheiro
que ficou nas mãos.
a) Considerando que, antes do uso do limão, a concentração de íons OH– no equilíbrio era de 10–5 mol . L–1,
a 25°C, calcule o pH do meio.
b) Aplicando o Princípio de Le Châtelier, apresente
uma justificativa para a eliminação do cheiro de peixe pelo uso de limão.
3. (Unesp) Um suco de tomate tem pH = 4,0 e um suco
de limão tem pH = 2,0. Sabendo-se que pH = –log[H+]
e pH + pOH = 14:
a) calcule quantas vezes a concentração de H+ do
suco de limão é maior do que a concentração de
H+ do suco de tomate;
b) calcule o volume de solução aquosa de NaOH de
concentração 0,010 mol/L necessário para neutralizar 100mL de cada um dos sucos.
d) II, aumento da ionização do CH3COOH.
e) III, aumento da concentração de HO–.
5. (Fatec) Considere volumes iguais de soluções 0,1 mol/L–1
dos ácidos listados a seguir, designados por I, II, III e IV
e seus respectivos Ka:
Ácido
Fórmula
I. Ácido etanoico
H3COOHC
II. Ácido monocloroacético
CH2CICOOH 1,3 . 10–3
III. Ácido dicloroacético
CHCI2COOH 5,0 . 10–2
IV. Ácido tricloroacético
CCI3COOH
1,7 .1 0–5
2,3 . 10–1
A concentração de H+ será:
a) maior na solução do ácido IV.
b) maior na solução do ácido I.
c) a mesma nas soluções dos ácidos II e III.
d) a mesma nas soluções dos ácidos I, II, III e IV.
e) menor na solução do ácido IV.
6. (Fuvest)
[
4. (Cesgranrio)
Cu2+ (aq)
e
I- (aq)
100
90
80
70
60
50
40
30
20
10
[
Cul (s)
branco
Solução de
NaOH
NaC�l
Nac
Os recipientes I, II e III, anteriores, contêm, respectivamente,
solução saturada de cloreto de sódio, solução aquosa de
ácido acético e água, com os seus equilíbrios sendo
representados por:
++( aq) + Cl
−
NaCl( s )
Na
I. NaC
Na(aq)
+C –(aq)( aq)
(s)
II. CH3COOH(aq) + H2O( )
III. H2O( ) + H2O( )
–
+
H3O(aq)
+ CH3COO(aq)
–
+
H3O(aq)
+ HO(aq)
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, ao se
adicionarem gotas de HC concentrado a cada
recipiente, ocorrerá, em:
a) I, aumento da constante do produto da solubilidade
do NaC .
b) I, formação de um precipitado branco de NaC .
c) II, aumento da concentração do íon CH3COO .
–
I2 (s)
violeta escuro
No sistema aquoso representado anteriormente, existe
o seguinte equilíbrio químico:
+ ( aq) + Cl− ( aq)
–
NaCl
s)
Na
Cu2+
+ 2I((aq)
CuI(s)
+ 1/2 I2(s)
(aq)
Ao balão, foi acrescentado benzeno, que é um líquido
incolor, imiscível com água, no qual, dentre as espécies
do equilíbrio, somente o iodo é muito solúvel, conferindolhe cor vermelha.
Como resultado de tal perturbação, após agitação e
repouso, estabelece-se um novo estado de equilíbrio.
Em relação à situação inicial, têm-se agora:
a) maior [Cu2+ (aq)], maior quantidade de Cul(s) e
benzeno vermelho.
b) maior [Cu2+ (aq)], menor quantidade de Cul(s) e
benzeno incolor.
c) menor [Cu2+ (aq)], menor quantidade de Cul(s) e
benzeno vermelho.
d) menor [Cu2+ (aq)], menor quantidade de Cul(s)
benzeno incolor.
e) menor [Cu2+ (aq)], e maior quantidade de Cul(s) e
benzeno vermelho.
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EM_V_QUI_022
100
90
80
70
60
50
40
30
20
10
Solução de
NaOH
14
Ka
7.
(UEL) Uma forma de identificar a presença de íons Cu2+
em solução aquosa, mesmo em baixas concentrações,
é acrescentar amônia. Forma-se um íon complexo que
confere à solução uma cor azul intensa. Dessa forma,
quando amônia é acrescentada em um sistema químico
no qual ocorre o equilíbrio de solubilidade:
Cu2+ ( aq) + 2OH− ( aq)
Cu( OH)2( s )
o mesmo:
a) mantém-se inalterado, mas a solução sobrenadante
torna-se ácida.
b) mantém-se inalterado, mas a solução sobrenadante
fica mais básica.
c) sofre perturbação e estabelece-se outro estado
de equilíbrio no qual a quantidade de precipitado
é maior.
d) sofre perturbação e estabelece-se outro estado de
equilíbrio no qual a quantidade de precipitado é
menor ou inexistente.
e) sofre perturbação e estabelece-se outro estado de
equilíbrio no qual a concentração de íons OH–(aq)
é menor ou inexistente.
8. (UFF) O gás sulfídrico, H2S, é extremamente venenoso,
incolor e seu odor lembra ovos estragados. Respirar este
gás pode ser fatal e, em baixas concentrações, causa
dores de cabeça e tonteira. É especialmente perigoso,
pois, como inibe o sentido do olfato, o aumento de sua
concentração deixa de ser percebido.
Uma solução 1,0M de HCN, com a α = 2,0 . 10–3%, foi
diluída até 1,0 . 10–4M. Determine o novo valor de .
11. Um estudante está montando uma tabela sobre o
equilíbrio de um ácido fraco HX, de concentração igual
a 1,0M e grau de ionização , veja:
HX
Início
Reage
No equilíbrio
e)
12. A tabela apresentada na questão anterior também pode
ser montada por uma concentração molar genérica m:
HX
Início
Reage
No equilíbrio
d) 1 + ααm
d) 1,0 . 10–8
e) m + αm
α
b) 3,7 . 10–2
c) 1,4 . 10–3
d) 3,2 . 10–4
e) 3,1 . 10–1
0
α.V
?
2
c) 3,0 . 10–6
a) 2,5 . 10
0
α.V
?
X-
d) 2
c) m – αm
α
–3
+
c) 1 +
b) 3,0 . 10–13
9. (Elite) A constante de ionização do ácido acético, a
25ºC, numa solução 2 . 10–2 molar, sabendo que nessas
condições o seu grau de ionização é 30%, é:
1,0 . V
α.V
1−α.V
H+
b) 1 −
b)
e) 1,0 . 10
→
Para completar corretamente os dados que faltam netsa
tabela, o valor de [H+] no equilíbrio será igual a:
a) α
Se uma solução de H2S, à temperatura ambiente e
pressão de 1,0atm, tem concentração aproximada
de 0,1M, então a [S 2–] em mols/L da solução é,
aproximadamente:
Dados:
Ka1 = 1,0 . 10–7 e Ka2 = 3,0 . 10–13
a) 3,0 . 10–20
–4
EM_V_QUI_022
10. (Elite) O ácido cianídrico, HCN, é um ácido fraco que
tem cheiro de amêndoas.
H+
M
αm
m − αm
+
X–
0
0
?
?
Nessas condições, devemos completar a tabela com o
valor de [H+] igual a:
a) ααm
m2
2
13. (Elite) Sabendo que um ácido tem Ka = 1,6 . 10–9, determine o grau de ionização ( ),
a) em uma solução 10–2M;
b) nessa mesma solução, após a diluição para 10–4M.
14. Um químico dispõe de uma solução 0,1M de ácido
fraco, HX, com αα = 0,3%. Mas, uma experiência a ser
realizada exige = 0,1%.
Nessas condições, qual deverá ser a nova concentração
molar de HX?
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15
(Dado: massa molar da anilina = 93g/mol)
16. Uma solução de concentração 0,1 mol/L de um ácido
fraco HX apresenta um equilíbrio com = 1,5%.
Determine, na mesma temperatura, o valor de para
uma solução 0,01 mol/L desse ácido.
17. (Fuvest) O fenol, substância de caráter ácido, tem a
fórmula estrutural a seguir:
OH
OH
a) Sob mesma pressão, o ponto de ebulição do fenol
deve ser maior ou menor do que o do benzeno?
Explique sua resposta.
b) Escreva a equação da reação do fenol, atuando
como doador de prótons, com amônia.
c) A 25°C, uma solução aquosa de fenol de concentração 1,0mol/L apresenta pH = 5,0. Calcule o valor
da constante de ionização do fenol em água, a essa
temperatura.
18. (Unirio) Na tabela adiante estão indicadas as concentrações e os respectivos pH de soluções aquosas de
três ácidos:
Concentração
(mol/litro)
pH
clorídrico
0,10
1,0
acético
0,10
2,9
cianídrico
0,10
5,1
Ácido
a) Sabendo que os ácidos são monopróticos, como
você explica os valores diferentes de pH?
b) Para reagir totalmente com volumes iguais das soluções de cada um desses ácidos, a quantidade necessária de uma dada base será a mesma? Explique.
16
19. (UFES) Uma solução é preparada introduzindo-se 14,1g
de ácido nitroso em um balão volumétrico de 1 000cm3
e completando-se com água destilada. Sabendo-se que
4,1% do ácido se dissociou, determine os valores das
concentrações dos produtos no equilíbrio e o valor do
Ka para o ácido nitroso.
Dados:
Massas atômicas
H = 1u
N = 14u
O = 16u
20. (Unicamp) Do repolho roxo pode-se extrair, por fervura
com água, uma substância que é responsável pela sua
coloração característica. Essa substância é um ânion
de um ácido fraco cuja dissociação pode ser escrita
como:
H+
HR
( amarelo)
+
R−
(roxo)
Utilizando este equilíbrio, explique por que a adição de
vinagre ou limão (ácidos) a este extrato faz com que
ele mude de cor.
21. (Unicamp) Água pura, ao ficar em contato com o ar
atmosférico durante um certo tempo, absorve gás carbônico, CO2, o qual pode ser eliminado pela fervura. A
dissolução do CO2 na água doce pode ser representada
pela seguinte equação química:
CO2(g) +NaCl
H2O( s( ))
–
+ ( aq
− +( aq)
HCO
Na
) ++ClH
3(aq)
(aq)
O azul de bromotimol é um indicador ácido-base que
apresenta coloração amarela em soluções ácidas, verde
em soluções neutras e azul em soluções básicas.
Uma amostra de água pura foi fervida e, em seguida,
exposta ao ar durante longo tempo. A seguir, dissolveuse nessa água o azul de bromotimol.
a) Qual a cor resultante da solução?
b) Justifique sua resposta.
22. (Fuvest) Ácido adípico e málico são usados para controlar o pH de refrigerantes. Mostre qual dos dois ácidos,
ao ser adicionado até a concentração de 0,5 grama por
litro de refrigerante, acarretará pH resultante mais baixo.
A resposta pode ser justificada sem cálculos.
Massa molar
(g/mol)
K (constante
de ionização)
ácido adípico
146
4 . 10–5
ácido málico
134
3 . 10–4
23. (ITA) Um copo, com capacidade de 250ml, contém
100ml de uma solução aquosa 0,10 molar em ácido
acético na temperatura de 25°C. Nessa solução ocorre
o equilíbrio
HOAc
NaCl((aq)
s)
++
–
–5
H(aq)
+ )OAc
Na
( aq
( aq) Kc = 1,8 . 10
+ Cl−
(aq)
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EM_V_QUI_022
15. A anilina, C6H5NH2, é uma substância básica importante
na indústria de corantes. Líquido incolor e tóxico, a anilina apresenta solubilidade em água na ordem de 4g/100g
de H2O (25ºC). Sabendo que a constante de ionização
dessa base vale 4 . 10–10, a 25ºC, determine o grau de
ionização da anilina em uma solução de concentração
23,25g/L, na mesma temperatura.
A adição de mais 100ml de água pura a essa solução,
com a temperatura permanecendo constante, terá as
seguintes consequências:
I. Concentração de íons acetato (mol/litro).
II. Quantidade de íons acetato (mol).
a) (I) vai aumentar, (II) vai aumentar.
b) (I) vai aumentar, (II) vai diminuir.
c) (I) fica constante, (II) fica constante.
d) (I) vai diminuir, (II) vai aumentar.
e) (I) vai diminuir, (II) vai diminuir.
24. (Fatec) Nas estações de tratamento de água, adiciona-se
cloro à água para sua desinfecção. A ação desinfetante
do cloro, na realidade, deve-se ao ácido hipocloroso,
HClO, que se forma como produto da interação do cloro
com a água:
+ ( aq) + Cl−+( aq) –
Na
HClO
+ H Cl
s)
Cl2(g) NaCl
+ H(2O
NaCl( s )
HClO
(aq)
(aq)
+
–
(aq)
(aq)
(aq)
(aq)
+ ) + Cl− ( aq)
Na
H ( aq
+ ClO
Sobre esse processo, afirma-se:
I. Aumentando-se a acidez, ou seja, reduzindo-se o pH,
haverá maior quantidade de HClO do que CIO–.
II. Reduzindo-se a acidez, ou seja, aumentando-se o
pH, haverá maior quantidade de CIO– do que HClO.
III. Aumentando-se [H+], o pH também aumenta e a
­concentração de HClO tende a diminuir.
Dessas afirmações:
a) apenas I e II são corretas.
b) I, II e III são corretas.
c) somente I é correta.
d) somente II é correta.
e) apenas I e III são corretas.
EM_V_QUI_022
25. Em 1 litro de uma solução aquosa de ácido forte HA, de
pH = 1,75, foram adicionados 99L de água. Determine
o pH dessa nova solução.
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17
b) Com a formação de carbonato de cálcio o equilíbrio
da reação do item a é deslocado para a direita, implicando na diminuição da concentração de dióxido
de carbono atmosférico, CO2(g).
a) Observe as equações a seguir:
3.
a) Ka = 8,0 . 10–7
I) NH4+( aq) + H2O( � ) NH4OH( aq) + H(+aq)
+ ( aq) + Cl− ( aq)
s)
Na
II) NHNaCl
OH((aq)
NH3(g)
+ H2O( )
4
b) Percebe-se cheiro mais forte de amônia no tubo 2.
A adição de Na2CO3 torna o meio mais básico
(maior Kb), o que provoca maior consumo de H+,
deslocando o equilíbrio I para a direita e favorecendo
a formação de NH4OH (aq), que por sua vez se
decompõe produzindo mais amônia (NH3).
c) O cloreto de amônio é um sal de caráter ácido, pois
é proveniente de um ácido forte (HCl) e uma base
fraca (NH4OH).
Logo a sua hidrólise salina origina uma solução
ácida (pH<7):
+
+ aq) + Cl− ( aq
+
(s)
Na
NH4(aq)NaCl
H2O
NH4(OH
+ H(aq))
()
(aq)
2.
+2
18
Ca((aq)
NaCl
s)
a) CO2(g) H2O( ) +
+
2H+(aq)
Na
( aq+) +CaCO
Cl− ( aq
)
3(s)
b) [CH3COO–] = 2,0 . 10–4M
c) pH = 3,70
d) [H3O+] = [CH3COO–] = 2,0 . 10–4M
[CH3COOH] = (0,05 – 2,0 . 10–4)M = 0,05M
[OH–] = 5,0 . 10–11M
4.
a) O NH4OH, pois das substâncias relacionadas apenas ela e o NaOH são básicas e podem portanto
diminuir a acidez, e das duas, só o NH4OH contém
nitrogênio.
b) Ao solubilizar-se em água, a amônia reage com
esta, formando o cátion amônio e o ânion hidroxila,
em um equilíbrio ácido-base (equação 1). Com o
aumento da concentração de H+, caso do vinhoto,
a hidroxila é protonada (equação 2), deslocando
o equilíbrio da equação 1 no sentido da formação
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EM_V_QUI_022
1.
do produto, ou seja, de consumo de mais amônia
quando comparado com a água pura.
NH3( g) + H2O( )
NH4+ ( aq) + OH− ( aq) Eq.1
OH− ( aq) + H+ ( aq)
H2O( ) Eq.2
+
+
NH3( g) + H ( aq)
NH4 ( aq) Equação Total
1.
a) A solução de ácido fórmico, pois apresenta a
MAIOR constante de ionização.
5.
b) [CO3COO–] = 10–3 mol/L
a) CO2( g) + H2O( � ) � H2CO3( aq)
H+ ( aq) + HCO3− ( aq)
2.
b) O sangue se tornaria ácido (pH < 7).
a) pH = 9
6.
b) A acidez do limão tende a neutralizar o meio básico,
diminuindo a concentração de íons OH– e deslocando o equilíbrio para o lado direito. Isso provoca
a diminuição da concentração da metilamina, que é
a substância responsável pelo odor característico
do peixe.
a) 11
b) Geometria piramidal.
c) Ligação covalente.
7.
C
3.
8. B
a) A concentração de [H+] do suco de limão é 100
vezes maior que a do suco de tomate.
9. C
M . α2
10−1( 3, 7 . 10−2 )2
⇒ Ka =
⇒ Ka = 14
, . 10−4
(1 − α
(1 – 3,7 . 10–2 )
b) Os sucos de tomate e de limão contêm ácidos orgânicos fracos, dissolvidos, e para resolver a questão
é necessário conhecer a concentração em mol/L
desses ácidos nos referidos sucos. Sendo HA o
ácido fraco do suco de limão e n mol/L a concentração inicial desse ácido:
(
Ka =
10. HCN < HBrO < HClO < HCOOH < HClO2
11. E
12. Sendo Ki = 2 x M, quanto menor for a constante molar
(M), ou seja, quanto mais diluída a solução, maior será
o grau de ionização ( ).
início
13. Quanto maior o valor da constante de ionização,
mais ionizado está o ácido e maior será a sua força.
a) Íons OH– reagem com íons H+ da solução, deslocando o equilíbrio no sentido da dissolução do
CO2.
b) 40kPa.
15. B
16. E
17. E
18. E
19. C
21. D
EM_V_QUI_022
22. A
23. B
24. D
(I)
equilíbrio
HA = (n – 10–2)mol/L
H+ = (10–2mol/L)
A– = (10–2mol/L)
1L de suco de limão – 10–2 mol de H+
0,1L de suco de limão – 10–3 mol de H+
Adicionando-se 10–3 mol de OH– a 0,1L de suco de
limão, são neutralizados os 10–3 mol de H+, mas o
equilíbrio (I) desloca-se para a direita, produzindo
mais H+, e o suco continua com [H+] > [OH–], ou seja,
o meio continua ácido. Para calcular a quantidade
de OH– necessária para neutralizar o suco de limão
precisamos conhecer a concentração n mol/L ou a
constante de ionização do ácido HA.
O mesmo raciocínio vale para o suco de tomate.
14.
20. D
HA  H+ + A −
n mol/L
0
0
4. B
5. A
6. E
7.
D
8. B
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19
Como o ácido sulfídrico é diprótico temos que considerar
duas dissociações:
H2S
HS1-
H+ +HS1-
K1=1,0 . 10-7
3
K 2 =3,0 . 10-13
H + +S2-
Podemos observar que K2 é muito menor do que K1. Isto
significa que embora ambas as dissociações produzam
H+ a contribuição da segunda etapa; é irrelevante em
comparação com a primeira e que podemos desprezar a
quantidade de HS1– consumido na segunda dissociação
quando comparamos com a quantidade formada na
primeira etapa de ionização.
Considerando que a concentração molar do H2S seja
chamada de x, no equilíbrio, teremos:
[H+] = [HS1–] = x
[H2S] = 0,10–x
K1 = [H+].[HS1–]/[H2S]
1,0 . 10–7 = x . x / (0,10–x)
x2 = (0,10–x)x1,0x10–7
x2 + 10–7x–10–8 = 0, só nos interessa a raiz positiva,
logo,
a) 1, 6 . 10-9 = 10-2 . α2 ⇒ α2 = 1, 6 . 10-7
α2 = 16 . 10-8 ⇒ 4 . 10-4 ⇒ α = 0, 04%
2
= 1,6 . 10–6
b) 1,6 . 10–9 = 10–4 . 2
–3
= 4 . 10
= 0,4%
–1
14. M = 9 . 10 M
15. a = 4 . 10–3
16. Inicialmente, calculamos a constante de ionização
(K a ). Como se trata de uma ácido monoprótico
fraco, utilizamos a ­e xpressão da Lei da Diluição de
Ostwald: = 4,7%.
Comentário: observe que a diluição de 0,1M para 0,01M
aumentou o valor de 1,5% para 4,7%.
17.
a) Maior, devido às pontes de hidrogênio.
b) Observe a figura a seguir:
OH
O–
O–
HO
x = −10−7 + ∆ / 2
∆ = (10-7 )2 -4 . 1 . (-10-8 ) = 10-14 + 4 . 10-8
+ NH3
+
+ NH4
onde
Como 10–14 é desprezível, teremos:
∆ = 4 × 10−8
c) Ka = 10–10 mol/l
Substituindo o valor de ∆, teremos:
18.
-8
-7
-4
–7
é
a) Os ácidos têm graus e constantes de ionização
distintos quando em soluções de mesma concentração molar e por isso não apresentam o
mesmo pH.
desprezível, x = 10 M logo,
–4
20
[H+] = 10–4M
[HS1–] = 10–4M
[H2S] = 0,10 – 10–4 = 0,1000 – 0,0001 = 0,0999M
Entretanto, ainda não terminamos, porque uma pequena
quantidade de S2– (íon sulfeto) está presente na solução.
O que acabamos de calcular foi a concentração dos íons
HS1– (íon hidrogeno sulfeto).
Para calcularmos a concentração dos íons S 2–
utilizaremos a segunda etapa de ionização e no
equilíbrio, temos:
HS1– H+ + S2–
K2 = 3,0 . 10–13
K2 = [H+] x [S2–] / [HS1–]
3,0 . 10–13 = 10–4 x [S2–] / 10–4
[S2–] = 3,0 . 10–13
9. A
[NO2–] = 1,23 . 10–2 mol/l
Ka = 5,25 . 10–4 mol/l
20. A adição de ácidos (H+) desloca o equilíbrio para a
esquerda, mudando a cor roxa para amarela.
10.
21.
= 0,2%
b) Sim. Deverá ser usada a mesma quantidade de
base para neutralizar cada uma das soluções ácidas porque o equilíbrio de ionização dos ácidos se
desloca para a direita, devido à diminuição da concentração de íons H+.
Veja as reações:
ionização: HA( aq) H+ ( aq) + A − ( aq)
neutralização: H+ ( aq) + OH− ( aq) → H2O( l )
+
19. [H ] = 1,23 . 10–2 mol/l
11. A
a) Amarela.
12. A
b) A água exposta ao ar absorve gás carbônico. O
CO2 absorvido, reage com a água produzindo íons
H+ que torna amarelo o azul de bromotimol.
13.
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EM_V_QUI_022
x = -10 + (4 . 10 / 2 = -10 + 2 . 10 / 2 , como 10
-7
22. O ácido málico, pois, tendo o maior Ki, ioniza mais,
produzindo maior quantidade de H+ que acarretará pH
mais baixo.
23. D
24. A
EM_V_QUI_022
25. pH = 3,75.
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21
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22
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Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
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