QUÍMICA · 2013-09-24 · mos determinar a chamada constante de ionização. ... Sabendo que as...

PRÉ-VESTIBULARLIVRO DO PROFESSOR

QUÍMICA

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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


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Equilíbrio iônico e produto

iônico

O entendimento da natureza dos equilíbrios iô-nicos, 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, respondere-mos a estas e a outras perguntas.

Equilíbrio iônicoPartindo 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 ge-nérico HA, cujo equilíbrio em solução aquosa pode ser representado de duas maneiras:

HA(aq) H(aq) + A(aq)

–+

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)+ –

Constante de ionização (Ki)Baseando-se nessa ideia de equilíbrio (chamado

iônico devido à presença dos íons em solução), pode-mos determinar a chamada constante de ionização.

Vamos utilizar um ácido genérico HA para de-senvolver esta ideia.

Sabendo que as reações de ionização consti-tuem 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 ioni-zação será:

KC = [H3O

+]·[A–][HA]·[H2O]

KC[H2O] = [H3O+]·[A–]

[HA]

constante constante constante de ionização do ácido HA(Ka)

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 = [H+][F–]

[HF]

2. CH3 – COOH H+ + CH3 – COO–

Ka = [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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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 ioni- •zação;

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 iniciala 25°C e numa

solução 0,1mol/LH3CCOOH = 1,3%

HF = 8%

Assim, mediante o teste da condutibilidade elé-trica 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.

Compreendendo a ionização dos ácidos, pode-mos 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.

HA

+ água [H2O] = constante

ácido fraco no equilíbrio:

ácido forte no equilíbrio:

HA

HA

+

+

H+

H+

A–

A–

Tabela com alguns valores de Ki dos ácidos, já determinados experimentalmente:

Constante de ionização dos ácidos em solução aquosa a 25°C

Nome Ka

Ácido clorídrico HC H+ + C – muito forte

Ácido sulfúrico H2SO4 H+ + HSO4–

HSO4– H+ + SO4

2–

muito forte

1,2 . 10–2 *

Ácido fosfórico H3PO4– H+ + H2PO4

–

H2PO4– H+ + HPO4

2–

HPO42– H+ + PO4

3–

7,5 . 10–3

6,2 . 10–8 *

4,4 . 10–13 *

Ácido carbônico H2CO3 H+ + H2CO3–

HCO3 H+ + CO3–

4,3 . 10–7

5,6 . 10–11*

Ácido sulfídrico H2S H+ + HS–

HS– H+ + S2–

1,1 . 10–7

1,0 . 10–19*

Ácido cianídrico HCN H+ + CN– 6,2 . 10–10

Valores de Ka

Classificação

10-7 10-2 103

muito fraco muito fortefortefraco

* Os valores destacados são obtidos na 2.ª ou 3.ª etapa de ioni-zação dos poliácidos.

(USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química 2 – físico-química.

São Paulo: Saraiva – v. 2.)

No caso de um ácido com mais de um hidrogê-nio ionizável, o ácido sulfídrico (H2S), por exemplo, a ionização irá ocorrer em duas etapas:

1.ª etapa: H • 2S H+ + HS–

2.ª etapa: HS • – H+ + S2–

Com isso, teremos duas constantes de ioni-zação:

1.ª ionização: K • 1 = [H+][HS–]

[H2S]

2.ª ionização: K • 2= [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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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 con-centração 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)

Kb = [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):

BOH B+ + OH– Kb = [B+][OH–]

[BOH]

Assim, o número de mol de cada espécie na condição de equilíbrio é:

HA = n – • n ou n (1 – )

H • + = n

A • – = n

Como nos interessa saber as concentrações em mol/L, devemos dividir esses valores pelo volume (V):

[HA] = •n (1– )

V

[H • +] = nV

[A • –] = nV

Substituindo esses valores na expressão da constante de ionização (Ki):

Ki = [H+][A–]

[HA] , temos:

Ki=

nV

.

nV

n (1– )

V

Ki=

. . n

V

1 – ⇒ Ki=

2

1 – . n

V

Onde, n

V é igual à molaridade do ácido. E, então,

temos:

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 .

Em que:

K • i só se altera com uma variação de tempe-ratura. Logo, o produto 2 . . m apresenta sempre o mesmo valor a uma dada tempe-ratura:

2 . = constante

Se provocarmos uma diluição, estaremos •diminuindo a concentração em mol/L da so-lução. Com isso, o ácido ou a base sofrerão uma maior ionização, ou seja, seus graus de ionização ( ) aumentarão:

2 . = constante

Quanto maior o valor de Kb, maior a sua força e maior a [OH–].

Lei da diluição de OstwaldOstwald trabalhou no intuito de organizar uma

relação entre a constante de ionização, as concentra-ções em mol/L e o grau de ionização de monoácidos e monobases.

Para compreender a expressão proposta por ele, acompanhe o raciocínio a seguir.

Dado um ácido: HA H2O

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 = . n

HA H+ + A–

Início n mol 0 0

Proporção gasta n forma n forma n

Equilíbrio n – n n n


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Equilíbrio iônico da água (H2O)Sabemos experimentalmente que a água pura

ou usada para solvente se ioniza pouco, originando o seguinte equilíbrio:

H2O( ) + H2O( ) H3O(aq) + OH(a–) ou H2O( ) H(aq) + OH(aq)

+1 -1 +1 -1

Esquematicamente:

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 pro-voca 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:

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 pe-queno. A medida de sua condutividade elétrica revelou que, em 1L, há apenas 0,0000001 mol (10–7mol) de água ionizada (25ºC). Assim:

H2O H+ + OH–

praticamenteconstante

10–7 mol

L10–7 mol

L

Escrevendo a expressão da constante desse equilíbrio, teremos:

K = [H+]·[OH–]

[H2O] K · [H2O] =[H+]·[OH–]

constanteconstante

constante de ionização da água ou produto iônico da água (Kw)

KW = [H+] [OH–]

A temperatura de 25ºC:

Kw = [H+] [OH–] = 10–7 . 10–7 = 10–14

Kw = 10–14 (25ºC)

O produto iônico da água (Ka) w) sempre apresenta um valor constante a uma dada temperatura, tanto em água pura como em soluções.

[OH–] . 10–7

[H+] . 10–7

Mesmo em soluções em que as concentra-ções 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 concen-tração em mol/L de OH–. Como podemos perceber pelo gráfico, à medida que ocorre um aumento de [H+], ocorre uma diminui-ção de [OH–].

A variação do Kb) w, 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


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O operador p pH e pOHFrequentemente 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 bási-ca. 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.

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.

Podemos dizer em função do conceito de Arrhe-nius que, pelo conceito de Svante Arrhenius de ácido e de base, temos:

[H • +] meio ácido > [H+] água pura

[H+] meio ácido > 10–7mol/L

[OH–] meio ácido < 10–7mol/L

[OH • –] meio básico > [OH–] água pura

[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 dinamar-quês, em 1909 sugeriu que [H+] fosse representada pela potência de 10 com o sinal trocado e deu o nome pH a essa representação.

[H+] = 10–n pH = n

Portanto, os valores de pH dos materiais citados anteriormente são:

Suco de tomate [H+] = 10–4mol/L pH = 4

Amoníaco comercial [H+] = 10–12mol/L pH = 12

A sugestão de Sorensen foi muito bem recebi-da 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 –n = log[H+]

n = –log[H+] pH = –log[H+]

[OH–] = 10–n –n = log[OH–]

n = –log[OH–] pOH = –log[OH-]

Matematicamente, log com sinal trocado é co-log, portanto:

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

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


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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 con-centração de CO2 no sangue, o que provoca o deslocamento do equilíbrio para a direita, au-mentando a concentração de H+ e diminuindo o pH sanguíneo. Essa situação é denominada acidose.

Acidose: [CO2] pH

Sintomas: falta de ar, diminuição ou su-pressão 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, entorpeci-mento, rigidez muscular, convulsões.

Causas: ingestão de drogas, cirrose, exer-cícios físicos excessivos, overdose de aspirina, doenças pulmonares.

(USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química 2 – físico-química.

São Paulo: Saraiva. v. 2.)

Genericamente, o comportamento de um indi-cador pode ser representado por:

HInd H+ + Ind–

Quando o indicador está não-ionizado (HInd), apresenta uma coloração característica de cada in-dicador; quando está ionizado (Ind–), apresenta uma nova coloração. Vamos considerar, esquematicamen-te, o comportamento de um indicador qualquer.

Se a esse equilíbrio adicionamos:

um ácido1) : o aumento da concentração de H+ desloca o equilíbrio para a esquerda, e a solução torna-se incolor;

uma base2) : os íons OH– retiram H+ do equilí-brio, que se desloca para a direita, e a solução torna-se vermelha.

Logo, esse indicador pode apresentar as se-guintes colorações:

meio ácido: • incolor;

meio básico: • vermelho.

Por exemplo, a fenolftaleína, em solução aquosa, estabelece o seguinte equilíbrio:

incolor

C

C

O

HO OH(aq)

O

róseo

C

C O–

HO O(aq)

O

+ H+(aq)

calor

Meio ácido • = [H+]: o equilíbrio é deslocado para a esquerda, prevalecendo a forma não-ionizada; 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 solu-ção é rósea.

A mudança de cor ocorre em determinados in-tervalos 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.

Em determinadas soluções (ácidos, bases), podemos determinar as [H+] e de [OH–] da seguinte forma:

Indicadores de cor

São substâncias que mudam de cor em função da [H+] e da [OH–], ou seja, de acordo com o pH. Mui-tos 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.


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Para ácidos com grau de ionização menor que a) 100%, temos: [H+] = . [HA] ou [H+] = . ;

Para bases com grau de dissociação menor b) que 100%, temos: [OH–] = . .

Coloque os ácidos abaixo em ordem crescente de sua 1. força.

Constante de ionização

HNO2 ..........................4,0 . 10–4

H3CCOOH...................1,8 . 10-5

HCN ............................7,0 . 10–10

HF ...............................7,2 . 10–4

Solução: `

HCN < H3CCOOH < HNO2 < HF

Dê as expressões das constantes de ionização dos 2. seguintes eletrólitos:

ácido nitroso (HNOa) 2)

ácido cianídrico (HCN)b)

ácido cloroso (HCIOc) 2)

hidróxido de amônio (NHd) 4OH)

Solução: `

a) K = [H+] · [NO–

2]

[HNO2]

b) K = [H+] · [CN–]

[HCN]

c) K = [H+] · [ClO2

–]

[HClO2]

d) K = [NH4

+] · [OH–]

[NH4OH]

Um ácido HX apresenta uma constante de ionização 3. igual a 10–6, a 25ºC. Calcule o grau de ionização desse ácido numa solução 0,01 mol/L a 25ºC.

Solução: `

Como o HX é um ácido fraco, podemos calcular o seu grau de ionização ( ) usando a expressão:

Ki = 2 . , onde Ki = 10-6

= 0,01 mol/L = 10-2 mol/L

2 = Ki = 10-6

10-2 = 10-2 = 0,01 = 1%

O ácido acetilsalicílico, mais conhecido como 4. 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.

Solução: `

Inicialmente, devemos escrever a expressão do Ka, para o equilíbrio:

HAs(aq) H+(aq) + As–

(aq)

K a= [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:

K a= (0,0057) (0,0057)

(0,1) K a= 3,2 . 10–4

Outra maneira de resolver é utilizar a Lei de Ostwald para ácidos fracos, expressa por:

K a = 2 .

A molaridade ( ) é conhecida (0,1 mol/L) e o grau de ionização ( ) pode ser calculado por:

[H+] = . , onde [H+] = 0,0057 mol/L:

= [H+]

= 0,0057

0,1 = 5,7 . 10–2

Substituindo os valores na expressão, temos:

K a = 2 .

K a= (5,7 . 10–2)2 . 0,1 Ka= 3,2 . 10–4

Responda os itens a seguir:5.

Qual o pH de uma solução 0,005 mol/L de Ha) 2SO4?

Qual é o pH de uma solução aquosa com 0,1 mol/L b) de NaOH?

Qual é a concentração de íons OHc) – no leite de mag-nésia, cujo pH = 10,5?


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Qual o pH de uma solução 0,2 mol/L de ácido acé-d) tico, sabendo que, nessa diluição, o grau de ioniza-ção é igual a 0,5%?

Qual é a concentração de íons He) + de uma cerveja cujo pH = 4,5?

Solução: `

a) Como o ácido é forte e a solução é diluída, = 100%

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 pH = 2

b) Como a base é forte e a solução é diluída, = 100%

0,1 mol/L de NaOH [OH–] = 0,1 = 10–1 mol/L

pOH = 1 pH = 13

c) pOH = 14 – 10,5 = 3,5 [OH–] = 10–3,5 mol/L ou [OH–]

está compreendida entre 10–4 e 10–3 mol/L

d) [H+] = [H3C – COOH]inicial

= 0,5% = 0,005 = 5 . 10–3

[H3C – COOH]inicial = 0,2 = 2 . 10–1

[H+] = 10–3 mol/L pH = 3

e) pH = 4,5 [H+] = 10–4,5 mol/L

10–4,5 = 10-92 = 10-9 = 10 . 10-10 =

= 10 . 10-5 = 3,16 . 10–5

[H+] = 10–4,5 mol/L ou [H+] está compreendido entre 10–5

e 10–4 mol/L

(Fuvest) Em uma solução aquosa diluída e avermelhada 6. do indicador HA há o equilíbrio:

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?

Solução: `

HA H+ + A–

vermelha 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.

(ITA) Adicionando um pouco de indicador ácido-base a 7. uma solução aquosa inicialmente incolor, a solução irá adquirir uma cor que depende da natureza do indica-dor e do pH da solução original, conforme o esquema seguinte, válido para a temperatura ambiente:

calor

metil-orange

vermelho-de-clorofenol

azul-de-bromotimol

vermelho

vermelho

vermelho

amarelo

amarelo

amarelo

vir

vir

vir

0

0

0

3,1 4,4

4,8 6,4

6,0 7,6

14

14

14

pH

pH

pH

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:

ao primeiro terço da solução-problema, foi adicio- •nado um pouco de metil-orange e a coloração ficou amarela;

a outro terço da solução-problema, foi adicionado •um pouco de vermelho de clorofenol e a coloração ficou laranja;

ao último terço da solução-problema, foi adiciona- •do um pouco de azul de bromotimol e a coloração ficou amarela.

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.

1,0 < pH < 6,0a)

4,4 < pH < 6,0b)

4,4 < pH < 14c)

4,8 < pH < 6,0d)

4,8 < pH < 6,4e)

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 alaran-jada 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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022

No terceiro experimento, como a solução ficou amarela na presença de azul-de-bromotimol, podemos concluir que seu pH é inferior a 6.

Resumindo:

1°)

2°)

3°)solução-problema

pH > 4,4

pH > 4,8 pH < 6,4

pH < 6

solução-problema

solução-problema

Logo, o pH da solução-problema está compreendido entre 4,8 e 6,0.

Boca limpa, pH certoOs 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:

Ca5(PO4)OH(s)

desmineralização

mineralização5Ca2+

(aq) + 3PO3-

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.

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.

(Fuvest) As drogas aspirina e anfetamina apresentam 8. os seguintes equilíbrios em solução aquosa:

O – C – CH3 + H3O+

C

O O–

O

CH2 – C – NH+3 + OH–

H

CH3

CH2 – C – NH2 + H2O

H

CH3

Aspirina

Anfetamina

O – C – CH3 + H2O

C

O OH

O

calor

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 favo-rece a formação da anfetamina dissociada que será absorvida.

(Unicamp) Vestibular, tempo de tensões, de alegrias, de 1. surpresas... Naná e Chuá formam um casal de namora-dos. 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:


10 EM

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022

Será que estamos preparados para esta prova? – —pergunta Naná.

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 – ob- —serva Naná.

Bem, vamos ao estudo! —

Naná responde prontamente; afinal a danada é craque em Química. Veja só o experimento e as perguntas que ela propõe a Chuá:

Quando em solução aquosa, o cátion amônio, — NH4+

dependendo do pH, pode originar cheiro de amô-nia, em intensidades diferentes. Imagine três tubos de ensaio, numerados de 1 a 3, contendo, cada um, porções iguais de uma mesma solução de NH Cl4 . Adiciona-se, no tubo 1, uma dada quantidade de NaCH3COO e agita-se para que se dissolva total-mente. No tubo 2, coloca-se a mesma quantidade em moles de Na2CO3e também se agita até a dis-solução. Da mesma forma se procede no tubo 3, com a adição de NaHCO3. A hidrólise dos ânions considerados pode ser representada pela seguinte equação:

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.

Escreva a equação que representa a liberação de a) amônia a partir de uma solução aquosa que contém íons amônio.

Em qual dos tubos de ensaio se percebe cheiro b) mais forte de amônia? Justifique.

O pH da solução de cloreto de amônio é maior; c) menor ou igual a 7,0? Justifique usando equações químicas.

Ô, Naná, você está querendo me estourar mas não —vai conseguir. Lembro-me muito bem das explica-ções da nossa professora esclarecendo sobre equi-líbrio em solução aquosa – fala Chuá.

(UFRJ) Existem indícios geológicos de que há, 2. aproximada mente, 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.

Sabendo que as conchas dos moluscos são cons-a) tituídas de carbonato de cálcio, escreva a equação global que representa as etapas reacionais de 1 a 4, relacionadas ao fenômeno acima.

CO g CO aq2 2( ) ( ) etapa 1

CO aq H O H aq HCO aq2 2 3( ) ( ) ( ) ( )+ + + − etapa 2

HCO aq H aq CO aq3 32− + + −( ) ( ) ( ) etapa 3

CaCO s Ca aq CO aq32

32( ) ( ) ( )+ + − etapa 4

Explique como os moluscos com conchas partici-b) param da diminuição da concentração do dióxido de carbono na atmosfera.

(UFF) Uma solução de ácido acético 0,050M apresenta 3. um grau de dissociação (αα) 0,4% à temperatura de 25°C.

Para essa solução, à temperatura mencionada, calcule:

o valor da constante de equilíbrio.a)

a concentração do íon acetato.b)

o pH da solução.c)

a concentração de todas as espécies em solução.d)

Dado: log 2 = 0,301.

(UFRJ) O vinhoto é um resíduo aquoso subproduto 4. 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.

Das seguintes substâncias (NaOH, NHa) 4OH, NH4NO3 e NaCl), escolha aquela a ser adicionada à solução de vinhoto para torná-la um melhor fertilizante. Justifique.

Sabendo que o vinhoto é ácido, explique por que a b) solubilidade da amônia em vinhoto é maior do que em água pura.

(Unesp) A maior parte do dióxido de carbono gerado 5. no metabolismo celular, no corpo humano, por reagir rapidamente com a água contida no sangue, é con-duzida pela corrente sanguínea, para eliminação nos pulmões.

Escreva a equação química que representa a rea-a) ção de equilíbrio entre o dióxido de carbono e a água.

Se no sangue não houvesse outras substâncias b) 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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A seguir estão tabeladas as constantes de ionização 10. (Ka) em solução aquosa a 25ºC.

Ácido Ka = (25oC)

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.

(Fuvest) Valor numérico da constante de ionização do 11. 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:

3 . 10a) –1 e 5 . 10–10

3 . 10b) –1 e 5 . 10–2

1 . 10c) –3 e 2 . 10–5

1 . 10d) –3 e 5 . 10–12

1 . 10e) –3 e 5 . 10–2

(Elite) O que podemos dizer da relação entre o K12. i e o grau de ionização? Para ácidos fracos.

(Elite) Qual seria a relação entre constante de ionização 13. e a força de um ácido?

(Unicamp) O gás carbônico, CO14. 2, é pouco solúvel em água. Esse processo de dissolução pode ser represen-tado pela equação:

CO g H O HCO aq H aq2 2 3( ) ( ) ( ) ( )+ → − + +l

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).

Solução de NaOH

início do experimento fim do experimento

Mistura de CO2 + Neônio

100

90 80 70 60 50 40 30 20 10

100

90 80 70 60 50 40 30 20 10

(UFJF) A amônia anidra é um gás incolor de odor in-6. tenso. Quando dissolvida em água, recebe o nome de hidróxido de amônio.

Calcule o pH da solução de hidróxido de amônio a) 0,05molxL–1, nas condições ambientes.

Considere, em seu cálculo, o valor da constante de b) ionização da amônia igual a 2,0 . 10–5 e despreze a autoionização da água.

Escreva o nome da forma geométrica da molécula da c) 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 ma-7. terial 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:

Ca PO OH s

H OCa aq PO aq OH5 4 3

25 2 3 4

3( ) ( )( )

( ) ( ) (� + + − + aaq)

−

Baseando-se nas informações acima, indique qual das espécies adiante promoveria a deterioração do dente:

Ca(OH)a)

OHb) –

Hc) +

KOHd)

Cae) 3(PO4)2

(UFRRJ) Para descolar o equilíbrio8.

2 42 2 2 7

22CrO H Cr O H O− + + − + , a fim de se produzir

dicromato:

acrescenta-se base, ficando com [Ha) 3O+] > 10–7

acrescenta-se ácido, ficando com [Hb) 3O+] > 10–7

retira-se ácido, ficando com [Hc) 3O+] < 10–7

adiciona-se base, ficando com [Hd) 3O+] < 10–7

adiciona-se ácido, ficando com [He) 3O+] = 10–7

(ITA) Numa solução aquosa 0,100mol/L de um ácido 9. 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.

1,4a)

1,4 . 10b) –3

1,4 . 10c) –4

3,7 . 10d) –2

3,7 . 10e) –4


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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:

como a presença de NaOH aumenta a dissolução a) do gás carbônico na água?

calcule a pressão parcial do b) CO2 na mistura inicial,

sabendo que a pressão ambiente é de 90kPa (qui-lopascal).

(PUC-Campinas) A formação de estalactites, depósitos 15. de carbonato de cálcio existentes em cavernas próximas a regiões ricas em calcário, pode ser representada pela reação reversível:

CaCO s CO g H O Ca aq HCO aq3 2 22 2 3( ) ( ) ( ) ( ) ( )+ + + + −

Dentre as seguintes condições:

evaporação constante da águaI.

corrente de ar frio e úmidoII.

elevação da temperatura no interior da cavernaIII.

abaixamento da temperatura no interior da caverna IV.

quais favorecem a formação de estalactites?

I e II.a)

I e III.b)

II e III.c)

II e IV.d)

III e IV.e)

(Cesgranrio) Uma solução de um monoácido fraco, cuja 16. 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:

1/3a)

1/5b)

1/6c)

1/10d)

1/20e)

(Cesgranrio) Considere a reaç17. ão 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:

5,0 . 10a) –10

5,0 . 10b) –5

5,0 . 10c) 5

5,0 . 10d) 10

5,0 . 10e) 15

(ITA) Considere soluções aquosas diluídas de ácido 18. acético, a 25°C, em equilíbrio. A equação a seguir, na qual HA significa ácido acético e A– o íon acetato, re-presenta esse equilíbrio:

HA(aq) H+(aq) + A–

(aq) Kc = 1,8 . 10–5

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 pressão parcial do HA sobre a solução é propor-a) cional ao produto (1 – )xC.

A condutividade elétrica é proporcional ao produto b) x C.

O abaixamento da temperatura do início de so-c) lidificação no resfriamento é proporcional ao produto(1+ ) x C.

O produto d) x C é uma função crescente de C.

Considerando também a dissociação iônica do e) solvente, conclui-se que a [H+] é menor do que a [A–].

(PUC-Campinas) A hidroxiapatita, fosfato naturalmente 19. encontrado no solo, apresenta em meio ácido a reação:

Ca5(OH)(PO4)3(s) + 4H(aq) 5Ca(aq) + 3HPO4(aq) + H2O( )2++ 2-

A adição de hidroxiapatita em determinados locais modifica o solo, pois:

aumenta o pH, devido à formação de ácidos.a)

diminui o pH, devido à formação de ácidos.b)

aumenta o pH, porque consome Hc) +(aq).

diminui o pH, porque produz sais ácidos.d)

aumenta o pH, porque produz água.e)

(PUC-Campinas) Dentre os vários atentados terroristas 20. ocorridos em cidades japonesas, suspeita-se que houve tentativa para a produção do HCN por meio da reação de cianeto com ácidos, ou seja:

NaCN(s) + H(aq) Na(aq) + HCN(g)+ +

Sobre esse equilíbrio são formuladas as proposições:

Ácidos favorecem a produção de HCNI. (g).

O ânion cianeto funciona como base de Lowry II. Bronsted.

Adição de uma base desloca o equilíbrio no sentido III. da formação de HCN(g).


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(UFF) Na bancada de um laboratório, um frasco exibe 23. o seguinte rótulo:

CH3COOH0,5M

Isto significa que para o reagente em questão, cujo Ka é 1,75 . 10–5, no equilíbrio, existem no frasco, aproximadamente:

Xa) 2mols . L–1 de CH3COOH

(0,5 − x) mols . Lb) –1 de CH3COOH

(x − 0,5) mols . Lc) –1 de CH3COOH

(0,5 − x) mols . Ld) –1 de H3O

x mols . Le) –1 de CH3COOH

(Cesgranrio) Um ácido fraco em solução 0,1N apresenta 24. um grau de ionização igual a 0,001. A concentração de íon H+ e o pH da solução são, respectivamente:

10a) –1 íon g/l e 1,0.

10b) –2 íon g/l e 2.

10c) –3 íon g/l e 3,0.

10d) –4 íon g/l e 4,0.

10e) –5 íon g/l e 5,0.

(UFRJ) Os ácidos carboxílicos são considerados ácidos 1. fracos. A tabela a seguir apresenta as constantes de ionização, em valores aproximados, do ácido fórmico e do ácido acético.

Ácido Fórmula molecular Ka

Fórmico HCOOH 10–4

Acético CH3COOH 10–5

Em uma experiência foram preparadas duas solu-a) ções aquosas de mesma molaridade, uma conten-do ácido fórmico e outra ácido acético.

Indique qual das soluções apresenta menor pH. Justifique sua escolha.

Uma solução aquosa de vinagre contém 0,1 mol/L b) de CH3COOH.

Determine a concentração molar de íons acetato nessa solução.

Pode-se afirmar que apenas:

I está correta.a)

II está correta.b)

III está correta.c)

I e II estão corretas.d)

II e III estão corretas.e)

(UECE) A concentração 21. [ ]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:

5 . 10a) –7 mols/litro

6 . 10b) –7 mols/litro

3 . 10c) –7 mols/litro

2 . 10d) –7 mols/litro

(UEL) Considere a tabela de constantes de ionização 22. Ka representada a seguir e responda:

Ácidos Ka[25ºC]

Fluorídrico, HF 6,5 . 10–4

Nitroso, HNO2 4,5 . 10–4

Benzóico, C6H5 – COOH 6,5 . 10–5

Acético, CH3 – COOH 1,8 . 10–5

Propiônico, C2H5–COOH 1,4 . 10–5

Hipocloroso, HOCl 3,1 . 10–8

Cianídrico, HCN 4,9 . 10–10

Das soluções aquosas de concentração 0,1 mol/L dos seguintes ácidos:

fluorídricoI.

benzoicoII.

acéticoIII.

propiônicoIV.

cianídricoV.

a que apresenta MENOR pH é:

I.a)

II.b)

III.c)

IV.d)

V.e)


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022

(UERJ) O cheiro característico do peixe é causado por 2. 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 – NH3 + OH–+

A sabedoria popular recomenda que, logo após o manuseio do peixe, se use limão para remover o cheiro que ficou nas mãos.

Considerando que, antes do uso do limão, a concen-a) tração de íons OH– no equilíbrio era de 10–5 mol . L–1, a 25°C, calcule o pH do meio.

Aplicando o Princípio de Le Châtelier, apresente b) uma justificativa para a eliminação do cheiro de pei-xe pelo uso de limão.

(Unesp) Um suco de tomate tem pH = 4,0 e um suco 3. de limão tem pH = 2,0. Sabendo-se que pH = –log[H+] e pH + pOH = 14:

calcule quantas vezes a concentração de Ha) + do suco de limão é maior do que a concentração de H+ do suco de tomate;

calcule o volume de solução aquosa de NaOH de b) concentração 0,010 mol/L necessário para neutra-lizar 100mL de cada um dos sucos.

(Cesgranrio)4.

Nac�

Solução de NaOH

Solução de NaOH

100

90 80 70 60 50 40 30 20 10

100

90 80 70 60 50 40 30 20 10

NaCl

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:

NaC (s) NaCl s Na aq Cl aq( ) ( ) ( )+ + − Na(aq)+C –(aq)

+I.

CH3COOH(aq) + H2O( ) H3O(aq) + CH3COO(aq)–+II.

H2O( ) + H2O( ) H3O(aq) + HO(aq)+ –III.

De acordo com o Princípio de Le Châtelier, ao se adicionarem gotas de HC concentrado a cada recipiente, ocorrerá, em:

I, aumento da constante do produto da solubilidade a) do NaC .

I, formação de um precipitado branco de NaCb) .

II, aumento da concentração do íon CHc) 3COO–.

II, aumento da ionização do CHd) 3COOH.

III, aumento da concentração de HOe) –.

(Fatec) Considere volumes iguais de soluções 0,1 mol/L5. –1

dos ácidos listados a seguir, designados por I, II, III e IV e seus respectivos Ka:

Ácido Fórmula KaI. Ácido etanoico H3COOHC 1,7 .1 0–5

II. Ácido monocloroacético CH2CICOOH 1,3 . 10–3

III. Ácido dicloroacético CHCI2COOH 5,0 . 10–2

IV. Ácido tricloroacético CCI3COOH 2,3 . 10–1

A concentração de H+ será:

maior na solução do ácido IV.a)

maior na solução do ácido I.b)

a mesma nas soluções dos ácidos II e III.c)

a mesma nas soluções dos ácidos I, II, III e IV.d)

menor na solução do ácido IV.e)

(Fuvest)6.

Cu2+ (aq) e

I- (aq)

I2 (s) violeta escuro

[ [

Cul (s) branco

No sistema aquoso representado anteriormente, existe o seguinte equilíbrio químico:

Cu(aq) + 2I(aq) NaCl s Na aq Cl aq( ) ( ) ( )+ + − CuI(s) + 1/2 I2(s)2+ –

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, conferindo-lhe 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:

maior [Cua) 2+ (aq)], maior quantidade de Cul(s) e benzeno vermelho.

maior [Cub) 2+ (aq)], menor quantidade de Cul(s) e benzeno incolor.

menor [Cuc) 2+ (aq)], menor quantidade de Cul(s) e benzeno vermelho.

menor [Cud) 2+ (aq)], menor quantidade de Cul(s) benzeno incolor.

menor [Cue) 2+ (aq)], e maior quantidade de Cul(s) e benzeno vermelho.


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022

(UEL) Uma forma de identificar a presença de íons Cu7. 2+ 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:

Cu aq OH aq Cu OH s2 2 2+ + −( ) ( ) ( ) ( )

o mesmo:

mantém-se inalterado, mas a solução sobrenadante a) torna-se ácida.

mantém-se inalterado, mas a solução sobrenadante b) fica mais básica.

sofre perturbação e estabelece-se outro estado c) de equilíbrio no qual a quantidade de precipitado é maior.

sofre perturbação e estabelece-se outro estado de d) equilíbrio no qual a quantidade de precipitado é menor ou inexistente.

sofre perturbação e estabelece-se outro estado de e) equilíbrio no qual a concentração de íons OH–(aq) é menor ou inexistente.

(UFF) O gás sulfídrico, H8. 2S, 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.

Se uma solução de H2S, à temperatura ambiente e pressão de 1,0atm, tem concentração aproximada de 0,1M, então a [S2–] em mols/L da solução é, aproximadamente:

Dados:

Ka1 = 1,0 . 10–7 e Ka2 = 3,0 . 10–13

3,0 . 10a) –20

3,0 . 10b) –13

3,0 . 10c) –6

1,0 . 10d) –8

1,0 . 10e) –4

(Elite) A constante de ionização do ácido acético, a 9. 25ºC, numa solução 2 . 10–2 molar, sabendo que nessas condições o seu grau de ionização é 30%, é:

2,5 . 10a) –3

3,7 . 10b) –2

1,4 . 10c) –3

3,2 . 10d) –4

3,1 . 10e) –1

(Elite) O ácido cianídrico, HCN, é um ácido fraco que 10. tem cheiro de amêndoas.

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 .

Um estudante está montando uma tabela sobre o 11. equilíbrio de um ácido fraco HX, de concentração igual a 1,0M e grau de ionização , veja:

HX H+ + X-→

InícioReageNo equilíbrio

1,0 . Vα . V

1 − α . V

0α . V

?

0α . V

?

Para completar corretamente os dados que faltam netsa tabela, o valor de [H+] no equilíbrio será igual a:

αa)

1 − b)

1 + c)

2d)

e) 2

A tabela apresentada na questão anterior também pode 12. ser montada por uma concentração molar genérica m:

HX H+ + X–

InícioReageNo equilíbrio

Mαm

m − αm

0

?

0

?

Nessas condições, devemos completar a tabela com o valor de [H+] igual a:

αα) αm

b) 2m2

m – αc) αm

1 + d) ααm

m + αe) αm

(Elite) Sabendo que um ácido tem K13. a = 1,6 . 10–9, de-termine o grau de ionização ( ),

em uma solução 10a) –2M;

nessa mesma solução, após a diluição para 10b) –4M.

Um químico dispõe de uma solução 0,1M de ácido 14. 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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A anilina, C15. 6H5NH2, é uma substância básica importante na indústria de corantes. Líquido incolor e tóxico, a anili-na 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.

(Dado: massa molar da anilina = 93g/mol)

Uma solução de concentração 0,1 mol/L de um ácido 16. fraco HX apresenta um equilíbrio com = 1,5%.

Determine, na mesma temperatura, o valor de para uma solução 0,01 mol/L desse ácido.

(Fuvest) O fenol, substância de caráter ácido, tem a 17. fórmula estrutural a seguir:

OHOH

Sob mesma pressão, o ponto de ebulição do fenol a) deve ser maior ou menor do que o do benzeno? Explique sua resposta.

Escreva a equação da reação do fenol, atuando b) como doador de prótons, com amônia.

A 25°C, uma solução aquosa de fenol de concen-c) tração 1,0mol/L apresenta pH = 5,0. Calcule o valor da constante de ionização do fenol em água, a essa temperatura.

(Unirio) Na tabela adiante estão indicadas as concen-18. trações e os respectivos pH de soluções aquosas de três ácidos:

ÁcidoConcentração

(mol/litro)pH

clorídrico 0,10 1,0

acético 0,10 2,9

cianídrico 0,10 5,1

Sabendo que os ácidos são monopróticos, como a) você explica os valores diferentes de pH?

Para reagir totalmente com volumes iguais das solu-b) ções de cada um desses ácidos, a quantidade neces-sária de uma dada base será a mesma? Explique.

(UFES) Uma solução é preparada introduzindo-se 14,1g 19. 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

(Unicamp) Do repolho roxo pode-se extrair, por fervura 20. 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 Ramarelo

+ −

( ) (roxo)

Utilizando este equilíbrio, explique por que a adição de vinagre ou limão (ácidos) a este extrato faz com que ele mude de cor.

(Unicamp) Água pura, ao ficar em contato com o ar 21. atmosférico durante um certo tempo, absorve gás car-bônico, CO2, o qual pode ser eliminado pela fervura. A dissolução do CO2 na água doce pode ser representada pela seguinte equação química:

CO2(g) + H2O( ) NaCl s Na aq Cl aq( ) ( ) ( )+ + − HCO3(aq) + H(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, dissolveu-se nessa água o azul de bromotimol.

Qual a cor resultante da solução?a)

Justifique sua resposta.b)

(Fuvest) Ácido adípico e málico são usados para contro-22. lar 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 (constantede ionização)

ácido adípico 146 4 . 10–5

ácido málico 134 3 . 10–4

(ITA) Um copo, com capacidade de 250ml, contém 23. 100ml de uma solução aquosa 0,10 molar em ácido acético na temperatura de 25°C. Nessa solução ocorre o equilíbrio

HOAc(aq) NaCl s Na aq Cl aq( ) ( ) ( )+ + − H(aq) + OAc(aq)+ – Kc = 1,8 . 10–5


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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).

(I) vai aumentar, (II) vai aumentar.a)

(I) vai aumentar, (II) vai diminuir.b)

(I) fica constante, (II) fica constante.c)

(I) vai diminuir, (II) vai aumentar.d)

(I) vai diminuir, (II) vai diminuir.e)

(Fatec) Nas estações de tratamento de água, adiciona-se 24. 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:

Cl2(g) + H2O NaCl s Na aq Cl aq( ) ( ) ( )+ + − HClO(aq) + H(aq) Cl(aq)

–+

HClO(aq) NaCl s Na aq Cl aq( ) ( ) ( )+ + − H(aq) + ClO(aq)

–+

Sobre esse processo, afirma-se:

Aumentando-se a acidez, ou seja, reduzindo-se o pH, I. haverá maior quantidade de HClO do que CIO–.

Reduzindo-se a acidez, ou seja, aumentando-se o II. pH, haverá maior quantidade de CIO– do que HClO.

Aumentando-se [HIII. +], o pH também aumenta e a concentração de HClO tende a diminuir.

Dessas afirmações:

apenas I e II são corretas.a)

I, II e III são corretas.b)

somente I é correta.c)

somente II é correta.d)

apenas I e III são corretas.e)

Em 1 litro de uma solução aquosa de ácido forte HA, de 25. pH = 1,75, foram adicionados 99L de água. Determine o pH dessa nova solução.


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1.

Observe as equações a seguir:a)

I) NH aq H O NH OH aq H aq4 2 4( ) ( ) ( ) ( )+ + + +

�

II) NH4OH(aq) NaCl s Na aq Cl aq( ) ( ) ( )+ + − NH3(g) + H2O( )

Percebe-se cheiro mais forte de amônia no tubo 2.b)

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).

O cloreto de amônio é um sal de caráter ácido, pois c) é proveniente de um ácido forte (HCl) e uma base fraca (NH4OH).

Logo a sua hidrólise salina origina uma solução ácida (pH<7):NH4(aq) H2O( )

NaCl s Na aq Cl aq( ) ( ) ( )+ + − NH4OH(aq) + H(aq)

+ +

2.

CO2(g) H2O( ) + Ca(aq) NaCl s Na aq Cl aq( ) ( ) ( )+ + − 2H(aq) + CaCO3(s)

+2 +

a)

Com a formação de carbonato de cálcio o equilíbrio b) da reação do item a é deslocado para a direita, im-plicando na diminuição da concentração de dióxido de carbono atmosférico, CO2(g).

3.

Ka = 8,0 . 10a) –7

[CHb) 3COO–] = 2,0 . 10–4M

pH = 3,70c)

[Hd) 3O+] = [CH3COO–] = 2,0 . 10–4M

[CH3COOH] = (0,05 – 2,0 . 10–4)M = 0,05M

[OH–] = 5,0 . 10–11M

4.

O NHa) 4OH, pois das substâncias relacionadas ape-nas ela e o NaOH são básicas e podem portanto diminuir a acidez, e das duas, só o NH4OH contém nitrogênio.

Ao solubilizar-se em água, a amônia reage com b) 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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do produto, ou seja, de consumo de mais amônia quando comparado com a água pura.

NH g H O NH aq OH aq3 2 4( ) ( ) ( ) ( )+ + + − Eq.1

OH aq H aq H O− + +( ) ( ) ( )2 Eq.2

NH g H aq NH aq3 4( ) ( ) ( )+ + + Equação Total

5.

CO g H O H CO aq H aq HCO aq2 2 2 3 3( ) ( ) ( ) ( ) ( )+ + + −� �a)

O sangue se tornaria ácido (pH < 7).b)

6.

11a)

Geometria piramidal.b)

Ligação covalente.c)

C7.

B8.

C9.

KaM

Ka Ka=.−

⇒ =− . −

⇒ = . −αα

2

110 1 3 7 10 2 2

14 10 4( , )( (

),

(1 – 3,7 . 10–2

HCN HBrO HClO HCOOH HClO< < < < 210.

E11.

Sendo Ki = 12. 2 x M, quanto menor for a constante molar (M), ou seja, quanto mais diluída a solução, maior será o grau de ionização ( ).

Quanto maior o valor da constante de ionização, 13. mais ionizado está o ácido e maior será a sua força.

14.

Íons OHa) – reagem com íons H+ da solução, des-locando o equilíbrio no sentido da dissolução do CO2.

40kPa.b)

B15.

E16.

E17.

E18.

C19.

D20.

D21.

A22.

B23.

D24.

1.

A solução de ácido fórmico, pois apresenta a a) MAIOR constante de ionização.

[COb) 3COO–] = 10–3 mol/L

2.

pH = 9a)

A acidez do limão tende a neutralizar o meio básico, b) diminuindo a concentração de íons OH– e deslo-cando o equilíbrio para o lado direito. Isso provoca a diminuição da concentração da metilamina, que é a substância responsável pelo odor característico do peixe.

3.

A concentração de [Ha) +] do suco de limão é 100 vezes maior que a do suco de tomate.

Os sucos de tomate e de limão contêm ácidos orgâ-b) nicos 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 concen-tração inicial desse ácido:

(I)

início

HA H A

+ + −

nn mol/L 0 0

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.

B4.

A5.

E6.

D7.

B8.


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Como o ácido sulfídrico é diprótico temos que considerar duas dissociações:

H2S H++HS1- K1=1,0 . 10-7

HS1- H++S2- K2=3,0 . 10-133

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,

x = − − +10 7 2∆ /

onde ∆ = (10-7)2-4 . 1 . (-10-8) = 10-14+ 4 . 10-8

Como 10–14 é desprezível, teremos:

∆ = × −4 10 8

Substituindo o valor de ∆, teremos:

x = -10 + (4 . 10 / 2 = -10 + 2 . 10 / 2-7 -8 -7 -4 , como 10–7 é desprezível, x = 10–4M logo,

[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 S2– 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

A9.

10. = 0,2%

A11.

A12.

13.

16 10 9 10 2 2 2 16 10 7

2 16 10 8 4

, . - - . , . -

. - .

= ⇒

= ⇒

=α α

α 10 4 0 04- , %⇒ =α

a)

1,6 . 10b) –9 = 10–4 . 2 2 = 1,6 . 10–6

= 4 . 10–3 = 0,4%

M = 9 . 1014. –1M

α15. = 4 . 10–3

Inicialmente, calculamos a constante de ionização 16. (Ka). Como se trata de uma ácido monoprótico fraco, utilizamos a expressão 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.

Maior, devido às pontes de hidrogênio.a)

Observe a figura a seguir:b)

HO

+ NH3 + NH4

O–

+

OH O–

Ka = 10c) –10 mol/l

18.

Os ácidos têm graus e constantes de ionização a) distintos quando em soluções de mesma con-centração molar e por isso não apresentam o mesmo pH.

Sim. Deverá ser usada a mesma quantidade de b) base para neutralizar cada uma das soluções áci-das porque o equilíbrio de ionização dos ácidos se desloca para a direita, devido à diminuição da con-centração de íons H+.

Veja as reações:

ionização: HA aq H aq A aq( ) ( ) ( )+ + −

neutralização: H aq OH aq H O+ + − →( ) ( ) ( )2 l

[H19. + ] = 1,23 . 10–2 mol/l

[NO2–] = 1,23 . 10–2 mol/l

Ka = 5,25 . 10–4 mol/l

A adição de ácidos (H20. +) desloca o equilíbrio para a esquerda, mudando a cor roxa para amarela.

21.

Amarela.a)

A água exposta ao ar absorve gás carbônico. O b) CO2 absorvido, reage com a água produzindo íons H+ que torna amarelo o azul de bromotimol.


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O ácido málico, pois, tendo o maior K22. i, ioniza mais, produzindo maior quantidade de H+ que acarretará pH mais baixo.

D23.

A24.

pH = 3,75.25.


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QUÍMICA · 2013-09-24 · mos determinar a chamada constante de ionização. ... Sabendo que as...

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