equilibrio químico

Views:
 
Category: Education
     
 

Presentation Description

No description available.

Comments

Presentation Transcript

Slide 1: 

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Slide 2: 

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

Slide 3: 

N2O4(g) 2 NO2(g) REAÇÃO DIRETA REAÇÃO INVERSA reação DIRETA e reação INVERSA vd vi No início da reação a velocidade direta é máxima No início da reação a velocidade inversa é nula velocidade tempo com o passar do tempo Vd = Vi te Neste instante a reação atingiu o equilíbrio químico

Slide 4: 

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

Slide 5: 

01) Sobre equilíbrio químico: Ao atingir o estado de equilíbrio, a concentração de cada substância do sistema permanece constante. Uma reação é reversível quando se processa simultaneamente nos dois sentidos. Todas as reações reversíveis caminham espontaneamente para o estado de equilíbrio. Uma reação reversível atinge o equilíbrio quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam. O equilíbrio das reações é dinâmico 0 0 1 1 2 2 3 3 4 4

Slide 6: 

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: V 1 = V 2 a b K1 [ A ] [ B ] c d K2 [ C ] [ D ] Isolando-se as constantes = a b [ A ] [ B ] c d [ C ] [ D ] K1 K2 KC

Slide 7: 

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

Slide 8: 

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

Slide 9: 

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 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. 1 2

Slide 10: 

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

Slide 11: 

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

Slide 12: 

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

Slide 13: 

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

Slide 14: 

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

Slide 15: 

A + B C + D v1 v2 Equilíbrio inicial Aumentando v1, o deslocamento é para a direita A + B C + D v1 v2 Aumentando v2, o deslocamento é para a esquerda A + B C + D v1 v2 Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um novo equilíbrio químico, mas com valores de concentrações e velocidades diferentes das iniciais

Slide 16: 

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”

Slide 17: 

É possível provocar alteração em um equilíbrio químico por:  variações de temperatura.  variações de concentração dos participantes da reação.  Pressão total sobre o sistema. TEMPERATURA Observando a reação incolor H < 0 N2O4(g) 2 NO2(g) EXOTÉRMICA ENDOTÉRMICA Castanho avermelhado Balão a 100°C Cor interna é CASTANHO-AVERMELHADO Balão a 0°C Cor interna é INCOLOR

Slide 18: 

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

Slide 19: 

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

Slide 20: 

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

Slide 21: 

PRESSÃO Alterações de pressão influenciam em equilíbrios que possuem espécies químicas no estado gasoso Considere a reação química em equilíbrio abaixo N2 ( g ) + 3 H2 ( g ) 2 NH3 ( g ) 4 volumes 2 volumes o AUMENTO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MENOR VOLUME na fase gasosa a DIMINUIÇÃO DE PRESSÃO sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido do MAIOR VOLUME na fase gasosa

Slide 22: 

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

Slide 23: 

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. CO( g ) + H2O( g ) CO2( g ) + H2( g )

Slide 24: 

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.

Slide 25: 

04) Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar amônia segundo a equação: Se a mistura dos três gases estiver em equilíbrio, qual o efeito, em cada situação, sobre a quantidade de amônia, se provocar N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g ) + 22 kcal 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.

Slide 26: 

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

Slide 27: 

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

Slide 28: 

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

Slide 29: 

01) X, Y e Z representam genericamente três ácidos que, quando dissolvidos em um mesmo volume de água, à temperatura constante, comportam-se de acordo com a tabela: mols 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 II. Z representa o mais fraco III. Y apresenta o maior grau de ionização Está(ao) correta(s): a) Apenas I. b) Apenas II. c) Apenas III. d) Apenas I e II. e) I, II e III. a ni n = grau de ionização X = 2 20 = 0,10 = 10 % a a a Y Z = 7 10 = 0,70 = 70 % a a a = 1 5 = 0,20 = 20 % a a a

Slide 30: 

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

Slide 31: 

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

Slide 32: 

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

Slide 33: 

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

Slide 34: 

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

Slide 35: 

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

Slide 36: 

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

Slide 37: 

PILHAS ALCALINAS EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH

Slide 38: 

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

Slide 39: 

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

Slide 40: 

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

Slide 41: 

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

Slide 42: 

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

Slide 43: 

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

Slide 44: 

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

Slide 45: 

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

Slide 46: 

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

Slide 47: 

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

Slide 48: 

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 ] + –

Slide 49: 

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

Slide 50: 

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

Slide 51: 

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

Slide 52: 

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

Slide 53: 

03) Considere os sistemas numerados (25°C) pH = 6,0 Saliva 5 pH = 8,5 Sal de frutas 4 pH = 8,0 Clara de ovos 3 pH = 6,8 Leite 2 pH = 3,0 Vinagre 1 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 = 10 – 6 10 – 3 10 3 o 1 é 1000 vezes mais ácido do que 5, então é FALSO 5 tem pH = 6 [ H ] + = 10 – 6

Slide 54: 

04) (UPE-2004 - Q1) Na tabela, há alguns sistemas aquosos com os respectivos valores aproximados de pH, a 25°C. pH = 3,0 vinagre saliva limpa - forno pH = 8,0 pH = 13,0 pH = 9,0 pH = 1,0 água do mar suco gástrico Considerando os sistemas aquosos da tabela, é correto afirmar que: O vinagre é três vezes mais ácido que o suco gástrico. pH = 3,0 vinagre pH = 1,0 suco gástrico [ H ] = 10 M + – 3 [ H ] = 10 M + – 1 = 10 – 2 é 100 vezes menor b) No vinagre, a concentração de íons H3O é cem mil vezes maior que a da saliva. + pH = 3,0 vinagre pH = 8,0 saliva [ H ] = 10 M + – 3 [ H ] = 10 M + – 8 = 10 5 é 100000 vezes maior A água do mar é menos alcalina que a saliva e mais ácida que o vinagre. O sistema aquoso limpa - forno é o que contém o menor número de mols de oxidrila por litro. O suco gástrico constitui um sistema aquoso fracamente ácido.

Slide 55: 

05) (Covest-2003) As características ácidas e básicas de soluções aquosas são importantes para outras áreas além da “Química”, como, por exemplo, a Saúde Pública, a Biologia, a Ecologia, e Materiais. Estas características das soluções aquosas são quantificadas pelo pH, cuja escala é definida em termos da constante de ionização da água (Kw) a uma dada temperatura. Por exemplo, a 25C a constante de ionização da água é 10–14 e a 63 C é 10–13. Sobre o pH de soluções aquosas a 63C julgue os itens abaixo: pH + pOH = 13. 0 0 Água pura (neutra) apresenta pH igual a 6,5. 1 1 Água pura (neutra) apresenta pH igual a 7,0. 2 2 Uma solução com pH igual a 6,7 é ácida. 3 3 4 4 A concentração de íons hidroxila na água pura (neutra) é igual 10–7 mol/L. 0 6,5 13 ácida neutra básica 63ºC Kw = 10 – 13

Slide 56: 

06)(Covest – 2004) Sabendo-se que, a 25°C, o cafezinho tem pH = 5,0, o suco de tomate apresenta pH = 4,2, a água sanitária pH = 11,5 e o leite, pH = 6,4, pode-se afirmar que, nesta temperatura: o cafezinho e a água sanitária apresentam propriedades básicas. o cafezinho e o leite apresentam propriedades básicas. a água sanitária apresenta propriedades básicas. o suco de tomate e a água sanitária apresentam propriedades ácidas. e) apenas o suco de tomate apresenta propriedades ácidas. 0 7,0 14 ácida neutra básica 25ºC Kw = 10 – 14 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

Slide 57: 

07)(Covest – 2007) O pH de fluidos em partes distintas do corpo humano tem valores diferentes, apropriados para cada tipo de função que o fluido exerce no organismo. O pH da saliva é de 6,5; o do sangue é 7,5 e, no estômago, o pH está na faixa de 1,6 a 1,8. O esmalte dos dentes é formado, principalmente por um mineral de composição Ca10(PO4)6(OH)2. Após as refeições, ocorre diminuição do pH bucal. O pH do sangue é mantido aproximadamente constante pelo seguinte equilíbrio químico, envolvendo o íon bicarbonato: Com base nestas informações avalie as seguintes proposições: A concentração de íons H+ é maior na saliva que no sangue. 0 0 1 1 2 2 3 3 4 4 A concentração de H+ no estômago é maior que 10 – 2 mol/L. 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. 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.

Slide 58: 

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

Slide 59: 

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 HIDRÓLISE SALINA

Slide 60: 

Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fracos. 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 fortes.

Slide 61: 

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

Slide 62: 

O que ocorreu na preparação da solução? NH4NO3 (aq) + HOH (l) NH4OH (aq) + HNO3 (aq) O HNO3, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado. HNO3 (aq) H (aq) + NO3 (aq) + – O NH4OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não dissociada. NH4OH (aq) NH4OH (aq) Assim, teremos: NH4 + NO3 + H2O NH4OH + H + NO3 + – + – Isto é: NH4 + H2O NH4OH + H + +

Slide 63: 

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

Slide 64: 

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

Slide 65: 

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

Slide 66: 

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

Slide 67: 

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

Slide 68: 

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

Slide 69: 

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

Slide 70: 

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

Slide 71: 

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

Slide 72: 

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

Slide 73: 

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

Slide 74: 

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

Slide 75: 

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

Slide 76: 

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

Slide 77: 

KS = [ Ag ] [SO4 ] –2 2 x 10 mol/L 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? Ag2SO4 2 Ag + SO4 –2 2 x 10 mol/L –2 4 x 10 mol/L + –2 –2 + 2 KS = (4 x 10 ) x 2 x 10 –2 2 –2 KS = 16 x 10 x 2 x 10 –4 –2 KS = 32 x 10 –6 KS = 3,2 x 10 –5

Slide 78: 

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