n dissociados n inicial

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1 I. EQUILÍBRIO IÔNICO GERAL É o caso particular dos equilíbrios químicos em que aparecem íons. CA + H 2 O C + (aq) + Aˉ(aq) Nos equilíbrios iônicos, também serão definidos: Um grau de equilíbrio ( ), neste caso será grau de ionização ( ). = Uma constante de equilíbrio (Kc), neste caso será Ki (ou Kc, no caso dos ácidos, ou Kb, no caso das bases). Ki = n dissociados n inicial [C + ].[Aˉ] [CA] II. EQUILÍBRIO ÁCIDO - BASE #I.P.C: Neste capítulo vamos trabalhar com soluções diluídas, ou seja, eletrólitos fracos. Assim, Ka e Kb serão valores muito baixos, portanto tornase necessário expressá-los por meio de logaritmos. Seja a solução aquosa de um monoácido em que se estabelece o equilíbrio: HA + H 2 O H 3 O + (aq) + Aˉ(aq) [H 3 O + ].[Aˉ] Ka = Ka = [HA] Lembrete! n = m MM [H + ].[Aˉ] [HA] # I.P.C: Propriedades Algébricas dos Logaritmos: - log 10 = 1 - log a.b = log a + log b - log = log a log b - log a b = b. log a - log = log a b Obs 1 : Para poliácidos e polibases, a ionização ocorre em várias etapas, e a cada etapa seguinte o eletrólito torna-se cada vez mais fraco. Ex 1 : 1ª Ionização: H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4ˉ K 1 = K 1 = 7,5. 0ˉ3 2ª Ionização: H 2 PO 4ˉ H + + HPO 42ˉ K 2 = 3ª Ionização: HPO 42ˉ H + + PO 43ˉ K 3 = [H + ].[H 2 PO 4ˉ] [H 3 PO 4 ] K 2 = 2,0. 0ˉ7 [H + ].[HPO 42ˉ] [H 2 PO 4ˉ] [H + ].[PO 43ˉ] [HPO 42ˉ] K 3 =,0. 0ˉ12 pka = log Ka ou pka = log Para uma solução aquosa de uma monobase em equilíbrio: MOH + H 2 O M + (aq) + OHˉ(aq) Kb = [M + ].[OHˉ] [MOH] pkb = log Kb ou pkb = log K 1 > K 2 > K 3 #I.P.C: - A constante de ionização (Ki) e o grau de ionização ( ) de um eletrólito aumentam com o aumento da temperatura. - Quanto mais forte é o eletrólito (ácido ou base), maior é sua constante de ionização (Ka ou Kb) e menor é seu pka ou seu pkb. - O grau de ionização ( ) de um eletrólito aumenta (tende a 100%) à medida que se dilui sua solução (diminui su concentr ção). Lei d diluição de Ostw ld. - Resumindo: Ki = pki = eletrólito forte = prox. 100% ou 1. Ki = pki = eletrólito fraco = prox. 0% ou 0.

2 Exercício 1 : Numa série de ácidos, chama-se de mais forte aquele que: a) Reage mais rapidamente com metais; b) Tem maior constante de dissociação; c) Tem menor constante de dissociação; d) Consome menos mols de NaOH por mol de ácido numa reação de neutralização. e) Consome mais mols de NaOH por mol de ácido numa reação de neutralização. Exercício 2 : Considerando soluções aquosas de mesma molaridade dos ácidos relacionados na tabela a seguir, podemos concluir que: a) O ácido que apresenta maior acidez é o ácido cianídrico; b) O ácido que apresenta menor acidez é o ácido acético; c) O ácido que apresenta menor acidez é o ácido hipocloroso; d) O ácido que apresenta maior acidez é o ácido nitroso; e) Todos os ácidos apresentam mesma acidez. Exercício 3 : Analisando a tabela a seguir, com os valores das constantes de basicidade, Kb, a 25 C para diversas bases, podemos afirmar que: III. LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD A lei da diluição de Ostwald relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução. Podemos deduzi-la usando a tabela já explicada nos cálculos do equilíbrio químico homogêneo. Vamos supor n mols do eletrólito ET, dissociados em um volume V (em litros) de solução, e apresentando um grau de ionização. Teremos: ET E + + Tˉ Quantidade inicial de mols. n zero zero Quantidade de mols que reagem e que são produzidos. n. n. n. Quantidade de mols no equilíbrio. n n. Concentração em mol/l no equilíbrio. n. n. n ( - ) n. n. Substituindo na expressão da constante de equilíbrio: [E + ].[Tˉ] Ki = Ki = [ET] n.. n. n ( ) Ki = n. 2 V (1 - ) a) a amônia é a base mais fraca que o hidróxido de zinco. b) a anilina é a base mais forte. c) a piridina e a amônia tem a mesma força básica. d) a Dimetilamina é a base mais forte. e) a anilina é mais básica que a piridina. Exercício 4 : A tabela a seguir mostra dados de forças relativas de ácidos em soluções aquosas, à temperatura ambiente. Das soluções aquosas abaixo, a melhor condutora de eletricidade é: a) 0,1 mol/l de HNO 2 b) 0,1 mol/l de HBr c) 0,1 mol/l de CH 3 COOH d) 0,1 mol/l de HBrO e) 0,1 mol/l de HIO Exercício 5 : A tabela abaixo reúne as constantes de dissociação de alguns ácidos em solução aquosa: Nº Ácido Ka I Ácido acético 1, II Ácido fórmico 1, III Ácido cianídrico 4, IV Ácido hidrogenosulfúrico (HSO 4ˉ) 1, V Ácido hidrogenosulfídrico (HSˉ) 1, O ácido mais dissociado em solução aquosa é: a) I d) IV b) II e) V c) III Lei da Diluição de Ostwald Para eletrólitos muito fracos, é muito pequeno, e podemos admitir, nesse caso, que 1. Assim, a lei de Ostwald pode ser escrita deste modo: Ki = n 2 Ki = M. 2 Exercício 6(Resolvido) : O grau de dissociação iônica do ácido acético, em uma solução de 1L adicionado inicialmente 0,02 mol, é 3% a 25 C. Calcule a constante de ionização do ácido acético a 25 C. 1 Passo: Montar a tabela usando o grau de equilíbrio para preenchermos a segunda linha, pois é na segunda linha que indica a quantidade de mols que reagiram, portanto: CH 3 COOH H + + CH 3 COOˉ n i 0,02 zero zero n r 0,02 x 0,03 = 0,0006 0,0006 0,0006 n eq. 0,02 0,0006 = 0,0194 0,0006 0,0006 2º Passo: Escrever e calcular a expressão da constante de equilíbrio com as concentrações calculadas na tabela. [H + ].[CH 3 COOˉ] 0,0006 x 0,0006 Ka = Ka = [CH 3 COOH] 0,0194 3, Ka = 1, Ka = 1,

3 OU Por se tratar de um eletrólito fraco ( ) podemos resolver pela lei de Ostwald: n. 2 Ka = Ka = V (1 - ) Ka = Ka = 0,02.(0,03) 2 1.(1 0,03) x , ,97 Ka = 18, , Exercício 7 : A partir da constante de ionização do ácido acético, que é igual a 1,8.10-5, qual o grau de ionização de uma solução a 0,045 M do referido ácido? a) 2% d) 20% b) 4% e) 50% c) 8% Exercício 8 : Ao realizar-se a reação: H + (aq) + HSˉ(aq) H 2 S (aq) Verificou-se que no equilíbrio, [H 2 S]=0,8mol/L e [HSˉ]=0,2mol/L. O valor da constante de equilíbrio na temperatura em que a experiência foi realizada é K=1, Nas condições da experiência, qual é a concentração dos H +, em mol/l? a) 1, d) 2, b) 4, e) 2, c) 2, Exercício 9 : O hidróxido de amônio, NH 4 OH (aq), em solução de 10mol/L apresenta um grau de ionização 1% a temperatura ambiente. Sua constante de ionização valerá aproximadamente: a) 10-6 d) 10 3 b) 10-2 e) 10 6 c) 10-3 Exercício 10 : Numa solução aquosa 0,1 mol/l de um ácido monocarboxílico, a 25 C, o ácido está 3,7% dissociado após o equilíbrio ser atingido. Assinale a opção que contém o valor correto da constante de dissociação desse ácido nesta temperatura. a) 1,4 d) 3, b) 1, e) 3, c) 1, Exercício 11 : A reação de ionização do ácido nitroso, um ácido fraco, apresenta constante de ionização igual a 2, mol/l. Calcular a concentração hidrogeniônica, no equilíbrio, para uma solução 0,10 mol/l do ácido nitroso. a) 2, d) b) e) c) 2, IV. EFEITO DO ÍON COMUM O efeito do íon comum corresponde a uma aplicação do Princípio de Le Chatelier aos equilíbrios iônicos Ex 2 : HCN H + + CNˉ Ácido pouco HCN Para uma menor ionização adiciona-se um sal derivado Fraco dissolvido do próprio ácido: NaCN Na + + CNˉ O aumento de [CNˉ] desloca o equilíbrio para a esquerda, no sentido do HCN, isto é diminui a ionização do ácido HCN. EFEITO DO ÍON COMUM é a diminuição da ionização de um ácido ou base fraca, por influência de um sal do próprio ácido ou base. VI. EFEITO DE ÍONS NÃO COMUNS O efeito do íon não comum também é uma aplicação do princípio de Le Chatelier aos equilíbrios iônicos, porém age de maneira contrária ao do íon comum, pois em vez de diminuir a ionização de um ácido ou base, vai forçar a ionização do ácido, como no exemplo abaixo: Ex 3 : HCN H + + CNˉ Para uma maior ionização adiciona-se uma base qualquer: NaOH Na + + OHˉ Desta maneira os íons OHˉ neutralizam os íons H +, consumindo-o, deslocando o equilíbrio no sentido dos produtos aumentando a ionização do ácido segundo a reação: H + + OHˉ H 2 O EFEITO DO ÍON NÃO COMUM é o aumento da ionização de um ácido ou base fraca, pela neutralização dos íons H + ou OHˉ. Exercício 12 : A sílica gel (bolinhas azuis) é um material com propriedades desidratantes, em atmosfera úmida, a sílica gel absorve moléculas de água do ambiente tornando-se rosa. Sua cor original pode ser regenerada por aquecimento em uma estufa tornando-se azul novamente, reação representada abaixo: [CoCl 4 ] 2+ (aq) + 6H 2 O (L) [Co(H 2 O) 6 ] 2+ (aq) + 4Clˉ(aq Azul Rosa Considere as seguintes afirmações quanto ao equilíbrio descrito acima: I. Em atmosfera seca, o equilíbrio da reação se desloca para a direita; II. A formação de [CoCl 4 ] 2+ indica a presença de umidade III. Na adição de cloreto de sódio, observa-se o mesmo efeito no deslocamento do equilíbrio químico provocado pela adição de ácido clorídrico concentrado. Está correto os itens: a) I, II e III. d) II apenas. b) I e II apenas. e) III apenas. c) I e III apenas. 3

4 VII. EQUILÍBRIO IÔNICO NA ÁGUA (ph e poh) A água pura se ioniza segundo a equação: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OHˉ Simplificadamente é representada desta maneira: H 2 O H + + OHˉ A ionização da água tem por natureza ser extremamente baixa, consequentemente seu =1,81.10ˉ9 (isso equivale dizer que a cada de moléculas de água apenas 1 ioniza). Sendo a constante de ionização: K = [H + ].[OHˉ] [H 2 O] =,8. 0ˉ16 (a 25 C) Sendo a ionização da água constante, podemos dizer que: K.[H 2 O] = [H + ].[OHˉ] =,8. 0ˉ16 Constante Kwatter = [H + ].[OHˉ] =,8. 0ˉ16 # CONCEITOS DE ph e poh: #I.P.C: Assim, como Ka e Kb os valores de Kw são valores muito baixos, portanto torna-se necessário expressá-los por meio de logaritmos, deste modo criou-se os conceitos de ph (Potencial Hidrogeniônico) e poh (Potencial Hidroxiliônico). Deste modo: Para água pura temos: # Para [H + ] ph = log 0ˉ7 ph = ( 7. log 10) ph = ( 7. 1) ph = 7 [H + ] = [OHˉ] = 0ˉ7 poh = log [OHˉ] # Para [H + ] poh = log [OHˉ] poh = log 0ˉ7 poh = ( 7. log 10) poh = ( 7. 1) poh = 7 Kw = [H + ].[OHˉ] =,8. 0ˉ16 Considerando a densidade da água pura igual a 1g/mL, portanto em 1L de água apresenta 1000g de água, portanto há 55,5 mols de água no volume de 1L: m MM n H2O = n H2O = n H2O = 55,5 mols Uma vez que estamos falando de 1L de água temos então [H 2 O]=55,5mols/L w =,8. 0ˉ16 x 55,5 mols Assim, temos: ph + poh = 14 w =,0. 0ˉ14 Para água pura temos: 1mol H 2 O 1mol H + + mol OHˉ [H + ] = [OHˉ] = 0ˉ7 # EM RESUMO: # EM RESUMO: - Soluções ácidas: [H + ]> 0ˉ7 [H + ] log[h+]> 7 ph<7 - Soluções básicas: [OHˉ]> 0ˉ7 [OHˉ] log[ohˉ]> 7 poh<7 4

5 Exercício 13 : A tabela a seguir fornece a concentração hidrogeniônica ou hidroxiliônica a 25 C, em mol/l, de alguns produtos: Com base nesses dados, NÃO é correto afirmar que: a) a água do mar tem poh=6; b) a água com gás tem ph maior do que a coca cola e menor do que o leite de vaca; c) a água do mar tem ph básico; d) a clara de ovo é mais básica que o leite de vaca; e) a clara de ovo tem maior ph do que a água do mar. Exercício 14 : Para sobreviverem, os animais os animais aquáticos apresentam limites de resistência em relação ao ph das águas em que habitam. Por exemplo, o ph de sobrevivência das conchas é 5,5, dos camarões é 5,8, dos caramujos é 7,0 e dos paramécios é 9,0. A seguir, analise e complete a tabela para as soluções. De acordo com a informação e com os dados obtidos na tabela, pode-se dizer que sobreviverão, nas soluções B e C, respectivamente: a) camarões e paramécios; b) caramujos e camarões; c) conchas e paramécios; d) paramécios e caramujos; e) paramécios e conchas. Exercício 15 : Uma das principais formas de contaminação por metais pesados é o lançamento de efluentes industriais em fontes hídricas. Diversas pesquisas apontam que a redução do ph em ambientes aquáticos favorece a solubilização de metais pesados no ambiente. Uma análise física química em dois igarapés localizados em um distrito industrial apontou as seguintes concentrações médias de H + ou OHˉ: Assinale a alternativa que apresenta os valores corretos de ph nos igarapés analisados e o igarapé que apresenta maior solubilização de metais pesados, considerando-se o ph observado: (Considere log2,3 = 0,36). a) ph (I) = 2,7; ph (II) = 6; igarapé I apresenta maior b) ph (I) = 2,7; ph (II) = 8; igarapé I apresenta maior c) ph (I) = 4,64; ph (II) = 6; igarapé I apresenta maior d) ph (I) = 4,64; ph (II) = 8; igarapé II apresenta maior e) ph (I) = 5,36; ph (II) = 8; igarapé II apresenta maior Exercício 16(Resolvido) : Calcule o ph de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é [H + ] = 3,45.10ˉ11 mol/l. (Dados log 3,45 = 0,54) ph = log 3,45. 0ˉ11 Log do produto: ph = (log 3,45 + log 0ˉ11 log a.b = (log a + log b) ) ph = (0,54 11) ph = ( 10,46) ph = 10,46 Exercício 17 : Espremendo-se uma maçã, obteve-se um suco cuja [H+] = 3,8.10ˉ4 mol/l. Como é esse suco? a) ácido, com ph > 7 d) básico, com ph > 7 b) ácido, com ph < 7 e) básico, com ph < 7 c) neutro, com ph = 7 Exercício 18(Resolvido) : A análise de uma determinada amostra de refrigerante detectou ph = 3. A concentração de íons H + nesse refrigerante é, em mol/l: a) 10ˉ3 d) 10ˉ8 b) 10ˉ6 e) 10ˉ11 c) 10ˉ7 Para este tipo de questão podemos solucionar com o auxilio da seguinte expressão: Portanto, como o valor do ph = 3 a concentração de íons H + é: [H + ] = 0ˉpH [H + ] = 0ˉ3 mol/l [H + ] = 0ˉpH ou [OHˉ] = 0ˉpOH Exercício 19 : O vinagre é uma substância muito utilizada como tempero em saladas. Sabe-se que uma amostra de vinagre apresentou ph igual a 2,0. Qual a concentração em mol/l de íons H +, dessa solução de ácido acético? a) 55,50 d) 0,10 b) 0,01 e) 10,10 c) 1,00 Exercício 20 : Vários produtos de limpeza apresentam amônia (NH 3 ) em sua composição. O rótulo de um desses produtos indica ph = 11. Isso significa que a concentração de cátions hidrônio e de ânions hidroxila nesse produto são, respectivamente: a) 1.10ˉ3 e 1.10ˉ11 d) 1.10ˉ11 e 1.10ˉ11 b) 1.10ˉ11 e 1.10ˉ7 e) 1.10ˉ7 e 1.10ˉ3 c) 1.10ˉ11 e 1.10ˉ3 # ph e a Concentração das Soluções: Exercício 21(Resolvido) : A 25 C, qual é o poh de uma solução de ácido clorídrico, de concentração 0,1 mol/l, admitindo-se dissociação total do ácido? a) 10ˉ13 d) 7 b) 10ˉ1 e) 13 c) 1 1º Passo: Por se tratar de um ácido, e ácidos liberam o cátion H +, primeiramente será calculado o ph da solução. ph = log 0,1 ph = log 0ˉ1 ph = ( 1) ph = 1 2º Passo: Calcular o poh por meio da expressão: ph + poh = poh = 14 poh = 14 1 poh = 13 Resp. Letra e 5

6 Exercício 22 : A 25 C, uma solução aquosa de NaOH tem concentração 1,0.10ˉ1 mol/l. Qual o ph dessa solução? a) 0,01 d) 7 b) 0,1 e) 13 c) 1 Exercício 23 : Qual das soluções aquosas a seguir apresenta o ph mais elevado? a) NaOH 0,1 mol/l d) HCl 1,0 mol/l b) NaCl 0,5 mol/l e) KOH 0,2 mol/l c) H 2 SO 4 1,0 mol/l # Cálculo do ph utilizando grau de ionização ( ): Exercício 24(Resolvido) : Em solução aquosa 0,1M, o ácido acético está 1,0% ionizado. Calcule a concentração hidrogeniônica e o ph da solução. Resolução: Nesses casos que envolvem grau de ionização é necessário o uso da tabela já conhecida nos exercícios anteriores. = % 0,0 CH 3 COOH H + + CH 3 COOˉ M i 0,1 zero zero M r 0,1 x 0,01 = 0,001 0,001 0,001 M eq. 0,1 0,001 = 0,099 0,001 0,001 [H + ] = 0,00 0ˉ3 ph = log 0ˉ3 ph = ( 3) ph = 3 Exercício 25 : O fluoreto de hidrogênio (HF) é um ácido que se encontra 10% ionizado em solução 0,1 mol/l. O ph dessa solução vale: a) 13 d) 1 b) 12 e) 0,1 c) 2 Exercício 26 : Uma solução de ácido acético 0,05M apresenta um grau de dissociação ( ) 0,4% à temperatura de 25 C. Para esta solução, à temperatura mencionada, calcule: (Dado: log 2 = 0,3) a) o valor da constante de equilíbrio é 4.10ˉ7. b) a concentração do íon acetato é 5.10ˉ6. c) o ph da solução é 3,7. d) a concentração do íon acetato é 4.10ˉ7. e) o ph da solução é 2,6. # ph e a Diluição das Soluções: Exercício 27(Resolvido) : A concentração hidrogeniônica do suco de limão puro é 10ˉ2 mol/l. O ph de um refresco de limão preparado com 30 ml de suco de limão e água suficiente para completar 300 ml é igual a: a) 2 d) 6 b) 3 e) 11 c) 4 1º Passo: De acordo com a regra de diluição (M 1 x V 1 = M 2 x V 2 ) o suco de limão vai ser diluído de 30 ml para 300 ml, portanto temos: M 1 x V 1 = M 2 x V 2 0ˉ2 x 0,03 = M 2 x 0,3 2º Passo: Cálculo do ph. ph = log 0ˉ3 ph = ( 3) ph = 3 0ˉ2 x 3. 0ˉ2 = M 2 0,3 3 x 0ˉ4 = M 2 3 x 0ˉ1 M 2 = 0ˉ3 mol/l Exercício 28 : Um jogador de futsal tomou dois copos de água após o primeiro tempo de jogo. Em decorrência disso, 50 ml do seu suco gástrico (com ph = 1) diluíramse nos 450 ml da água ingerida. O ph do suco gástrico diluído na solução resultante logo após a ingestão da água pelo jogador é: a) 2,0 d) 5,0 b) 3,0 e) 6,0 c) 4,0 Exercício 29 : 50 cm 3 de uma solução de monobase forte 0,3M são diluídos com água até completar o volume de 150 cm 3, a temperatura ambiente. Calcule o ph da solução obtida. a) 3,0 d) 1,0 b) 12,0 e) 2,0 c) 13,0 # ph e a Deslocamento de equilíbrio: Exercício 30 : A temperatura ambiente, o ph de um certo refrigerante, saturado com gás carbônico, quando a garrafa fechada vale 4. Ao abrir-se a garrafa, ocorre escape de gás carbônico. Qual deve ser o ph do refrigerante depois da garrafa aberta? CO 2(g) + H 2 O H + + HCO 3ˉ a) ph = 4 d) ph = 7 b) 0 < ph < 4 e) 7 < ph < 14 c) 4 < ph < 7 Exercício 31 : O ácido acético, sendo um ácido fraco, dissocia-se parcialmente em solução aquosa, conforme a seguinte reação: CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COOˉ + H 3 O + Quais são os efeitos da adição de acetato de sódio (CH 3 COONa) nesse equilíbrio e no ph da solução? a) desloca o equilíbrio para direita e aumenta o ph. b) desloca o equilíbrio para esquerda e diminui o ph. c) não tem efeito no equilíbrio e aumenta o ph. d) desloca o equilíbrio para esquerda e não altera o ph. e) desloca o equilíbrio para esquerda e aumenta o ph. Quer uma ajuda em Química, acesse