EQUILÍBRIO QUÍMICO

EQUILÍBRIO QUÍMICO CLAUDIO@SINGULAR.COM.BR

PROCESSOS REVERSÍVEIS São processos que reagentes e produtos são consumidos e produzidos ao mesmo tempo ÁGUA H2O ( l ) H2O (v)

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

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

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

CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO MOLAR Vamos considerar uma reação reversível genérica a A + b B 1 2 c C + d D No equilíbrio teremos: K C = [ C ] C. [ D ] d [ A ] a. [ B ] b

I. O valor de KC depende da reação considerada e da temperatura. II. O valor de KC independe das concentrações iniciais dos reagentes III. A constante de equilíbrio é tratada como um número puro, isto é, sem unidades IV. Líquidos e sólidos puros, que não fazem parte da solução, não constam da expressão da constante de equilíbrio

N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) K c = [NH 3 ] 2 [N 2 ]. [H 2 ] 3 2 H 2 O( g ) 2 H 2 (g) + O 2 (g) K c = [H 2] 2. [O 2 ] [H 2 O] 2

01) Na equação abaixo, após atingir o equilíbrio químico, podemos concluir a respeito da constante de equilíbrio que: a A + b B 1 2 c C + d D a) Quanto maior for o valor de Kc, menor será o rendimento da reação direta. b) Kc independe da temperatura. c) Se as velocidades das reações direta e inversa forem iguais, então K2 = 0. d) Kc depende das concentrações iniciais dos reagentes. e) Quanto maior for o valor de Kc, maior será a concentração dos produtos.

02) Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes resultados: [ H2 ] = 0,10 mol/l H2 ( g ) + I2 ( g ) 2 HI ( g ) [ I2 ] = 0,20 mol/l [ HI ] = 1,0 mol/l Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições. K c = [HI] 2 [H 2 ]. [I 2 ] = (1,0) 2 0,1. 0,2 = 1,0 0,02 K C = 50

03) 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. [ CO2 ] = [ NO ] = [ CO ] = [ NO2 ] = CO + NO2 CO2 + NO início 6,5 5,0 0,0 0,0 reage / produz 3,5 3,5 3,5 3,5 equilíbrio 3,0 1,5 3,5 3,5 3,5 = 1,75 M [ CO2 ] x [ NO ] 2,0 KC = [ CO ] x [ NO2 ] 3,5 = 1,75 M 2,0 1,75 x 1,75 KC = 3,0 1,50 x 0,75 = 1,50 M 2,0 3,0625 1,5 KC = = 0,75 M 1,125 2,0 KC = 2,72

04) 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 0,4 0,4 equilíbrio 1,6 0,4 0,4 Reage : n = 0,2 x 2 = 0,4 mol [ PCl3 ] = 0,4 0,4 = 1,0 M [ Cl2 ] = 0,4 0,4 = 1,0 M KC KC = = [ PCl3 ] x [ Cl2 ] 1,0 x 1,0 = [ PCl5 ] 1,0 4,0 4,0 [ PCl5 ] = 1,6 0,4 = 4,0 M KC = 0,25

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

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

O químico Henri Louis Le Chatelier propôs como se comporta um equilíbrio quando sofre uma ação externa:

TEMPERATURA 2 NO2(g) EXOTÉRMICA N2O4(g) ΔH < 0 Castanho avermelhado ENDOTÉRMICA incolor AUMENTO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO ENDOTÉRMICO DIMINUIÇÃO DE TEMPERATURA desloca o equilíbrio no SENTIDO EXOTÉRMICO

Vamos analisar o equilíbrio abaixo: Cr2O7 alaranjada 2 1 + H2O 2 CrO4 2 + 2 H + 2 amarela AUMENTO DE CONCENTRAÇÃO desloca o equilíbrio no SENTIDO OPOSTO da espécie química adicionada DIMINUIÇÃO DE CONCENTRAÇÃO desloca o equilíbrio no mesmo MESMO SENTIDO da espécie espécie retirada

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

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

02) Temos o equilíbrio: CO( g ) + H2O( g ) CO2( g ) + H2( g ) Queremos aumentar a concentração de CO2(g) nesse equilíbrio. Para isso ocorrer, devemos: a) Aumentar a pressão sobre o sistema. b) Diminuir a pressão sobre o sistema. c) Adicionar H2(g) ao sistema. d) Retirar H2O(g) do sistema. e) Adicionar CO(g) ao sistema.

03) O equilíbrio gasoso representado pela equação : N2( g ) + O2( g ) 2 NO( g ) É deslocado no sentido de formação de NO(g), se : a) a pressão for abaixada. b) N2 for retirado. c) a temperatura for aumentada. d) for adicionado um catalisador sólido ao sistema. e) o volume do recipiente for diminuído.

04) Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar amônia segundo a equação: N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g ) ΔH < 0 Se a mistura dos três gases estiver em equilíbrio, qual o efeito, em cada situação, sobre a quantidade de amônia, se provocar I. Compressão da mistura. aumenta II. Aumento de temperatura. III. Introdução de hidrogênio. diminui aumenta a) aumenta, aumenta, aumenta. b) diminui, aumenta, diminui. c) aumenta, aumenta, diminui. d) diminui, diminui, aumenta. e) aumenta, diminui, aumenta.

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

GRAU DE IONIZAÇÃO a = n (d) n Onde : n(d) é o número de mols dissociados n é o número de mols inicial

Para a reação: HCN (aq) H + + CN (aq) (aq) Ki = [ H + ] [ CN ] [ HCN ]

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: X Y Z mols dissolvidos 20 10 5 mols ionizados 2 7 1 Analise as afirmações, considerando os três ácidos: I. X representa o mais forte II. Z representa o mais fraco a ni = grau de ionização n 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. X Y Z 2 7 = a = a 20 10 a a a = 0,10 = 10 % a a = 0,70 = 70 % a a 1 = 5 = 0,20 = 20 %

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

É uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução Ki = [m] α 2 1 α para solução de grau de ionização pequeno (α 5%) 2 Ki = [m] α

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

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

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

EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA H 2 O (l) H + (aq) + OH (aq) A constante de equilíbrio será: Ki = [ H + ] [ OH ] [ H2O ] como a concentração da água é praticamente constante, teremos: Ki x [ H2O] = [ H + ] [ OH Kw ] A 25 C a constante PRODUTO Kw IÔNICO vale DA 10 ÁGUA 14 mol/l ( Kw ) [ H + ]. [ OH ] = 10 14

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

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

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

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

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

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

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

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 ]

Na temperatura de 25 C Em soluções neutras ph = poh = 7 Em soluções ácidas ph < 7 e poh > 7 Em soluções básicas ph > 7 e poh < 7

Podemos demonstrar que, a 25 C, e em uma mesma solução ph + poh = 14

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

03) Considere os sistemas numerados (25 C) 1 2 3 4 5 Vinagre Leite Clara de ovos Sal de frutas Saliva ph = 3,0 ph = 6,8 ph = 8,0 ph = 8,5 ph = 6,0 A respeito desses sistemas, É FALSO: a) São de caráter básico os sistemas 3 e 4. b) O de maior acidez é o número 1. c) O de número 5 é mais ácido que o de número 2. d) O de número 1 é duas vezes mais ácido que o de número 5. e) O de menor acidez é o sal de frutas. 1 tem ph = 3 [ H + ] = 10 3 5 tem ph = 6 [ H + ] = 10 6 10 3 10 6 = 10 3 o 1 é 1000 vezes mais ácido do que 5, então é FALSO

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

06) Sabendo-se que, a 25 C, o cafezinho tem ph = 5,0, o suco de tomate apresenta ph = 4,2, a água sanitária ph = 11,5 e o leite, ph = 6,4, pode-se afirmar que, nesta temperatura: a) o cafezinho e a água sanitária apresentam propriedades básicas. b) o cafezinho e o leite apresentam propriedades básicas. c) a água sanitária apresenta propriedades básicas. d) o suco de tomate e a água sanitária apresentam propriedades ácidas. e) apenas o suco de tomate apresenta propriedades ácidas. 25ºC Kw = 10 14 Cafezinho: ph = 5,0 Suco de tomate: ph = 4,2 Água sanitária: ph = 11,5 0 ácida 7,0 básica 14 neutra Propriedades ácidas Propriedades ácidas Propriedades básicas Leite: ph = 6,4 Propriedades ácidas

07) 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 Ca 10 (PO 4 ) 6 (OH) 2. Após as refeições, ocorre diminuição do ph bucal. O ph do sangue é mantido aproximadamente constante pelo seguinte equilíbrio químico, envolvendo o íon bicarbonato: H CO + - H ( aq ) + HCO ( aq ) 2 3 ( aq ) 3 0 0 1 1 2 2 3 3 4 4 Com base nestas informações avalie as seguintes proposições: A concentração de íons H + é maior na saliva que no sangue. 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.

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

HIDRÓLISE SALINA É o processo em que a água reage com o cátion ou o ânion de um sal Este processo é reversível, devendo ser analisado seguindo os princípios do equilíbrio químico

Os casos fundamentais são: Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca. Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte. Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fracos. Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fortes.

PRINCIPAIS ÁCIDOS FORTES HCl - HBr - HI H2SO4 - HClO4 HNO3

PRINCIPAIS BASES FORTES NaOH - KOH Ca(OH)2 - LiOH Ba(OH)2 RbOH - CsOH

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

O que ocorreu na preparação da solução? NH 4 NO 3 (aq) + HOH (l) NH 4 OH (aq) + HNO 3 (aq) O HNO 3, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado. HNO 3 (aq) H + (aq) + NO 3 (aq) O NH 4 OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não dissociada. NH 4 OH (aq) NH 4 OH (aq) Assim, teremos: NH + 4 + NO 3 + H 2 O NH 4 OH + H + + NO 3 Isto é: NH + 4 + H 2 O NH 4 OH + H +

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

O que ocorreu na preparação da solução? KCN (aq) + HOH (l) KOH (aq) + HCN (aq) O HCN, é um ácido fraco, e se encontra praticamente não ionizado. HCN (aq) HCN (aq) O KOH, é uma base forte, encontra-se totalmente dissociada. KOH (aq) K + (aq) + OH (aq) Assim, teremos: K + + CN + H 2 O HCN + K + + OH Isto é: CN + H 2 O HCN + OH

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

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

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

O que ocorreu na preparação da solução? NaCl (aq) + HOH (l) NaOH (aq) + HCl (aq) O HCl, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado. HCl (aq) H + (aq) + Cl (aq) O NaOH, é uma base forte, encontra-se totalmente dissociada. NaOH (aq) Na + (aq) + OH (aq) Assim, teremos: Na + + Cl + H 2 O H + + Cl + Na + + OH Isto é: H 2 O H + + OH não ocorreu HIDRÓLISE

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

02) O ph resultante da solução do nitrato de potássio (KNO 3 ) em água será: a) igual a 3,0. b) igual a 12,0. c) maior que 7,0. d) igual ao ph da água. e) menor que 7,0.

03) 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: I. Água pura. II. CH 3 COOH 1,0 mol/l. III. NH 4 Cl 1,0 mol/l. Indique, na tabela que segue, a coluna contendo as cores desses sistemas depois da adição de azul de bromotimol, respectivamente: a) verde, amarela, azul. b) verde, azul, verde. c) verde, amarelo, verde. d) verde, amarela, amarelo. e) azul, amarelo, azul.

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: a) Na 2 S. b) NaCl. c) (NH 4 ) 2 SO 4. d) KNO 3. e) NH 4 Br.

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 ]

Podemos relacionar a constante de hidrólise (K h ), 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: K h = K w Kb Para a hidrólise do ânion, isto é, para sais formados por ácido fraco e base forte, usamos a relação K h = K w K a Ocorrendo a hidrólise do cátion e do ânion, para sais formados por ácido fraco e base fraca, a relação será: K h = K K w a x K b

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 K h para essa solução e o K b para o NH 4 OH. Dado: K w = 10 14, a 25 C. O NH 4 Cl é proveniente do HCl (ácido forte) e do NH 4 OH (base fraca), então ocorre a hidrólise do cátion NH 4+, então: + NH4 + H2O NH4OH + H + início 0,2 constante 0,0 0,0 reage e produz 10 3 10 3 10 3 equilíbrio 0,2 mol/l constante 10 3 10 3 [H + ] = 10 3 mol/l [OH Reage e produz: 0,2 x 0,005 = 0,001 = 10 11 ] = 10 3 mol/l ph = - log 10 3 ph = 3 e poh = 11 Kh = [NH4 2 x 10 + ] + 10 3 [NH4OH] 10 3 [H ] X 1 = 5 x 10 6 10 Kw 14 5 x 10 Kh 6 = Kb Kb = 2 x 10 9

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

01) (Fuvest SP) Em determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata (Ag 2 SO 4 ) em água é de 2,0 x 10 2 mol/l. Qual o valor do produto de solubilidade (K ps ) desse sal, à mesma temperatura? Ag 2 SO 4 2 Ag + + SO 4 2 2 x 10 2 mol/l 4 x 10 2 mol/l 2 x 10 2 mol/l KS = [ Ag + ] 2 [SO4 2 ] KS = (4 x 10 2 ) 2 x 2 x 10 2 KS = 16 x 10 4 x 2 x 10 2 KS = 32 x 10 6 KS = 3,2 x 10 5

02) A determinada temperatura, a solubilidade do composto XY em água é 2,0 x 10 2 mol/l. O produto de solubilidade (K ps ) desse sal à mesma temperatura é: a) 4,0 x 10 4. b) 8,0 x 10 4. c) 6,4 x 10 5. d) 3,2 x 10 5. e) 8,0 x 10 6. XY X + A + Y B 2,0. 10 2 2,0. 10 2 2,0. 10 2 Kps = [ X +A ] [Y B ] Kps = 2,0. 10 2. 2,0. 10 2 Kps = 4,0. 10 4

04) O carbonato de bário, BaCO 3, tem K s = 1,6 x 10 9, sob 25 C. A solubilidade desse sal, em mol/l, será igual a: a) 4 x 10 5. b) 16 x 10 5. c) 8 x 10 10. d) 4 x 10 10. e) 32 x 10 20. BaCO 3 Ba +2 + CO 3 2 S 1,6 x 10 Ks 9 = [Ba S +2 x ] S [CO3 ] S 2 = 1,6 x 10 9 S 2 S S = 16 x 10 10 S = 4 x 10 5

05) (PUC-SP) Uma solução saturada de base representada por X(OH) 2, cuja reação de equilíbrio é X ( OH) 2( s) H 2 O 2+ - X( aq ) + 2 OH( aq) tem ph = 10 a 25 C. O produto de solubilidade (K PS ) do X(OH) 2 é: a) 5 x 10 13. b) 2 x 10 13. c) 6 x 10 1. d) 1 x 10 12. e) 3 x 10 10. ph = 10 poh = 4, então, [OH ] = 10 4 mol/l X(OH) 2 X +2 + 2 OH 5 x 10 5 Kps = [ X +2 ] x [ OH ] 2 Kps = (5 x 10 5 ) x ( 10 4 ) 2 10 4 Kps = 5 x 10 5 x 10 8 Kps = 5 x 10 13