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)

N2O4(g) 2 NO2(g)

REAÇÃO DIRETA

REAÇÃO INVERSA

reação DIRETA e reação INVERSA

vd

vi

No início da reação a velocidade direta é máxima

No início da reação a velocidade inversa é nula

velocidade

tempo

com o passar do tempo

Vd = Vi

teq

Neste instante a reação atingiu o equilíbrio químico

No momento em que a reação química atinge o

EQUILÍBRIO QUÍMICO

as concentrações dos seus participantes permanecem constantes

concentração

tempo

Teq

N2O4(g)

NO2(g)

N2O4(g) 2 NO2(g)

As concentrações dos participantes do equilíbrio

permanecem constantes , podendo ter três situações

[ ]

tempo

reagentes

produtos

[ ]

tempo

reagentes = produtos

[ ]

tempo

reagentes

produtos

=

[ A ]a . [ B ]b

[ C ]C . [ D ]d

CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO MOLAR

Vamos considerar uma reação reversível genérica

a A + b B c C + d D 2

1

No equilíbrio teremos: KC

I. O valor de KC depende da reação considerada e da temperatura.

III. A constante de equilíbrio é tratada como um número puro, isto é,

sem unidades

IV. Líquidos e sólidos puros, que não fazem parte da solução, não

constam da expressão da constante de equilíbrio

II. O valor de KC independe das concentrações iniciais dos reagentes

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3 (g)

[NH3]2

[N2] . [H2]3

Kc =

2 H2O( g ) 2 H2(g) + O2(g)

Kc = [H2]

2 . [O2]

[H2O]2

01) Na equação abaixo, após atingir o equilíbrio químico, podemos

concluir a respeito da constante de equilíbrio que:

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.

a A + b B c C + d D

1

2

02) Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio,

a uma certa temperatura forneceram os seguintes resultados:

Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições.

[ H2 ] = 0,10 mol/L

[ I2 ] = 0,20 mol/L

[ HI ] = 1,0 mol/L

H2 ( g ) + I2 ( g ) 2 HI ( g )

= 1,0

0,02 KC = 50

[HI]2

[H2] . [I2]

Kc = (1,0)2

0,1 . 0,2 =

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.

= KC [ CO2 ] [ NO ]

[ CO ] [ NO2 ]

x

x

CO + NO2 CO2 + NO

início

reage / produz

equilíbrio 3,5 3,5

3,5 3,5

3,0 1,5

6,5 5,0

3,5 3,5

0,0 0,0

[ NO ] = 3,5

2,0 = 1,75 M

[ NO2 ] = 1,5

2,0 = 0,75 M

[ CO2 ] 2,0

= 3,5

= 1,75 M

[ CO ] = 3,0

2,0 = 1,50 M

1,75

1,50 0,75

1,75 = KC

x

x

3,0625

1,125 = KC 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

Reage : n = 0,2 x 2 = 0,4 mol

0,4 0,4

0,4 0,4 1,6 equilíbrio

[ PCl3 ] = 0,4

0,4 = 1,0 M

[ Cl2 ] = 0,4

0,4 = 1,0 M

[ PCl5 ] = 1,6

0,4 = 4,0 M

= KC x

[ PCl5 ]

[ PCl3 ] [ Cl2 ] 1,0 x 1,0

4,0 =

= KC

4,0

1,0

KC = 0,25

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 C + D v1

v2

Equilíbrio inicial

Aumentando v1, o deslocamento é para a direita

A + B C + D

v1

v2

Aumentando v2, o deslocamento é para a esquerda

A + B C + D v1

v2

Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um

novo equilíbrio químico, mas com valores de

concentrações e velocidades diferentes das iniciais

O químico

Henri Louis Le Chatelier

propôs como se comporta um

equilíbrio quando sofre uma

“ação” externa:

TEMPERATURA

incolor

ΔH < 0 N2O4(g) 2 NO2(g) EXOTÉRMICA

ENDOTÉRMICA Castanho

avermelhado

AUMENTO DE TEMPERATURA

desloca o equilíbrio no

SENTIDO ENDOTÉRMICO

DIMINUIÇÃO DE TEMPERATURA

desloca o equilíbrio no

SENTIDO EXOTÉRMICO

Vamos analisar o equilíbrio abaixo:

Cr2O7

1

2 2 H

2 – + H2O 2 CrO4

2 – + +

alaranjada 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

o AUMENTO DE PRESSÃO

sobre o sistema desloca o equilíbrio químico

no sentido do MENOR VOLUME (MENOR NUMERO DE MOL)

na fase gasosa

a DIMINUIÇÃO DE PRESSÃO

sobre o sistema desloca o equilíbrio químico

no sentido do MAIOR VOLUME (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:

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.

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

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:

Se a mistura dos três gases estiver em equilíbrio, qual o efeito, em

cada situação, sobre a quantidade de amônia, se provocar

N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g )

I. Compressão da mistura. aumenta

II. Aumento de temperatura. diminui

III. Introdução de hidrogênio. aumenta

a) aumenta, aumenta, aumenta.

b) diminui, aumenta, diminui.

c) aumenta, aumenta, diminui.

d) diminui, diminui, aumenta.

e) aumenta, diminui, aumenta.

ΔH < 0

É o caso especial de equilíbrio químico em que aparecem íons

Cr2O7 2 H 2 –

+ H2O 2 CrO4 2 –

+ +

Nos equilíbrios iônicos, também são definidos um

grau de ionização ( a )

e uma constante de equilíbrio ( Ki )

Onde : n(d) é o número de mols dissociados

n é o número de mols inicial

a n (d)

n =

GRAU DE IONIZAÇÃO

Para a reação:

HCN (aq) H + + (aq) (aq) CN –

= 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:

Analise as afirmações, considerando os três ácidos:

I. X representa o mais forte

II. Z representa o mais fraco

III. Y apresenta o maior grau de ionização

mols dissolvidos mols ionizados

X

Y

Z

20

10

5

2

7

1

Está(ao) correta(s):

a) Apenas I.

b) Apenas II.

c) Apenas III.

d) Apenas I e II.

e) I, II e III.

a ni

n = grau de ionização

= 2

20 a

= 0,10 a

= 10 % a

X Y Z

= 7

10 a

= 0,70 a

= 70 % a

= 1

5 a

= 0,20 a

= 20 % a

02) (FUVEST-SP) A reação H3C – COOH H+ + H3C – COO tem

Ka = 1,8 x 10

Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma solução

de [H+] = 1,0 x 10 – 3 mol/L

– 5

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. [ H+] = 1,0 x 10 – 3

[ CH3COO ] = 1,0 x 10 – 3 –

= Ki [ H ] + [ CH3COO ] –

[ CH3COOH ]

1,8 x 10 – 5

= 1,0 x 10 – 3 1,0 x 10 – 3 x

[ CH3COOH ]

[ CH3COOH ] = 1,0 x 10

– 3 1,0 x 10

– 3 x

1,8 x 10 – 5 = 5,0 x 10 – 2

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.

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%)

Ki = [m] α 2

01) Uma solução 0,01 mol / L de um monoácido está 4,0% ionizada.

A constante de ionização desse ácido é:

m = 0,01 mol/L

a = 4%

= 1,0 . 10 – 2 mol/L

= 0,04 = 4,0 . 10 – 2

Ki = m α 2

Ki = 1,0 x 10 – 2 x ( 4 x 10 – 2)2

Ki = 1,0 x 10 – 2 x 16 x 10 – 4

Ki = 16 x 10 – 6

Ki = 1,6 x 10 – 5

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.

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

b) 0,001

c) 10

d) 0,10.

e) 1,00.

– 11

– 5

α = 0,001%

Ki = 10 – 11

m = ?

= 0,00001 = 1,0 x 10 – 5

Ki = m α 2

10 – 11 = m x ( 1,0 x 10 – 5)2

10 – 11 = m x 10 – 10

10 – 11

m =

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

d) 4,0 x 10 – 2

e) 1,6 x 10 – 1

α = 0,283%

Ki = ?

m = 2 mol/L

= 0,00283 = 2,83 . 10 – 3

Ki = m α 2

Ki = 2,0 x ( 2,83 x 10 – 3)2

Ki = 2 x 8 x 10 – 6

Ki = 16 x 10 – 6

Ki = 1,6 x 10 – 5

EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA

H2O (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

PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA ( Kw ) A 25°C a constante “Kw” vale 10 – 14 mol/L [ 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.

[H+ ] = ?

Kw = 10 – 14 M

[ OH – ] = 10 – 4 M

[H+] . [OH – ] = 10 – 14

[H ] + =

– 14 10

– 4 10

[H ] + = – 10

10 mol/L

[H+] . 10 –4 = 10 – 14

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

[ H+] > 10 – 7 mol/L

[OH – ] < 10 – 7 mol/L

nestas soluções teremos

As soluções em que

[H+ ] < [OH – ]

terão características

BÁSICAS

[ H+] < 10 – 7 mol/L

[OH – ] > 10 – 7 mol/L

nestas soluções teremos

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 ] + –

10

Café preparado

Lágrima 10 – 7

10 – 3

10 – 5

– 12

10 – 7

10 – 11

10 – 9

– 2

Água do mar 10 – 8

10 – 6

10 – 7

10 – 7

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.

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.

pH = – log [H+]

[ H + ] = 0,0001 mol/L = 10 – 4 mol/L

pH = 4

pH = – log 10 – 4

pH = – (– 4) . log 10

10 – 3

10 – 6 = 10 3

03) Considere os sistemas numerados (25°C)

pH = 6,0 Saliva 5

pH = 8,5 Sal de frutas 4

pH = 8,0 Clara de ovos 3

pH = 6,8 Leite 2

pH = 3,0 Vinagre 1

A respeito desses sistemas, 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.

o 1 é 1000 vezes

mais ácido do que

5, então é FALSO

“ 1 “ tem pH = 3 [ H+] = 10 – 3

“ 5 “ tem pH = 6 [ H+] = 10 – 6

04) (UPE-2004 - Q1) Na tabela, há alguns sistemas aquosos com os

respectivos valores aproximados de pH, a 25°C.

pH = 3,0 vinagre

saliva

limpa - forno

pH = 8,0

pH = 13,0

pH = 9,0

pH = 1,0

água do mar

suco gástrico

Considerando os sistemas aquosos da tabela, é correto afirmar que:

a) O vinagre é três vezes mais ácido que o suco gástrico.

pH = 3,0 vinagre

pH = 1,0 suco gástrico

[ H ] = 10 M + – 3

[ H ] = 10 M + – 1 = 10

– 2

é 100 vezes menor

b) No vinagre, a concentração de íons H3O é cem mil vezes maior que a da

saliva.

+

pH = 3,0 vinagre

pH = 8,0 saliva

[ H ] = 10 M + – 3

[ H ] = 10 M + – 8 = 10

5

é 100000 vezes

maior

c) A água do mar é menos alcalina que a saliva e mais ácida que o vinagre.

d) O sistema aquoso limpa - forno é o que contém o menor número de

mols de oxidrila por litro.

e) O suco gástrico constitui um sistema aquoso fracamente ácido.

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.

0 7,0 14 ácida

neutra

básica 25ºC

Kw = 10 – 14

Cafezinho: pH = 5,0 Propriedades ácidas

Suco de tomate: pH = 4,2 Propriedades ácidas

Água sanitária: pH = 11,5 Propriedades básicas

Leite: pH = 6,4 Propriedades ácidas

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 Ca10(PO4)6(OH)2. Após as refeições, ocorre

diminuição do pH bucal.

O pH do sangue é mantido aproximadamente constante pelo seguinte

equilíbrio químico, envolvendo o íon bicarbonato:

H CO HCO2 3+ -

( aq ) 3( aq )H + ( aq )

Com base nestas informações avalie as seguintes proposições:

A concentração de íons H+ é maior na saliva que no sangue. 0 0

1 1

2 2

3 3

4 4

A concentração de H+ no estômago é maior que 10 – 2 mol/L.

Um aumento na acidez da saliva pode resultar em ataque ao esmalte

dos dentes.

O bicarbonato pode ser usado para elevar o pH do estômago.

A adição de uma base em um meio contendo acido carbônico, íons

Hidrogênio e bicarbonato causará deslocamento do equilíbrio

mostrado no enunciado da questão no sentido da formação dos

reagentes.

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.

É o processo em que a água reage com

o cátion ou o ânion de um sal

Este processo é reversível,

devendo ser analisado seguindo os

princípios do equilíbrio químico

HIDRÓLISE SALINA

Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fracos.

Os casos fundamentais são:

Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca.

Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte.

Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fortes.

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

água

solução ácida

pH < 7

NH4NO3 (aq) + HOH (l) NH4OH (aq) + HNO3 (aq)

O que ocorreu na preparação da solução?

O HNO3, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado.

HNO3 (aq) H+ (aq) + NO3 – (aq)

O NH4OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não dissociada.

NH4OH (aq) NH4OH (aq)

Assim, teremos:

NH4 + + NO3

– + H2O NH4OH + H+ + NO3 –

Isto é:

NH4+ + H2O NH4OH + H+

HIDRÓLISE DE UM SAL DE

ÁCIDO FRACO E BASE FORTE

água

solução básica

pH > 7

KCN (aq) + HOH (l) KOH (aq) + HCN (aq)

O que ocorreu na preparação da solução?

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 – + H2O HCN + K+ + OH –

Isto é:

CN – + H2O HCN + OH –

HIDRÓLISE DE UM SAL DE

ÁCIDO FRACO E BASE FRACA

água

solução final

pH > 7 ou pH < 7

NH4CN (aq) + HOH (l) NH4OH (aq) + HCN (aq)

O que ocorreu na preparação da solução?

O HCN, é um ácido fraco, e se encontra praticamente não ionizado.

HCN (aq) HCN (aq)

O NH4OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não dissociada.

NH4OH (aq) NH4OH (aq)

A solução final pode ser ligeiramente ácida ou ligeiramente básica; isto

depende da constante (Ka e Kb) de ambos

Neste caso:

Ka = 4,9 x 10 – 10 e Kb = 1,8 x 10 – 5, isto é, Kb é maior que Ka; então a

solução será ligeiramente básica

HIDRÓLISE DE UM SAL DE

ÁCIDO FORTE E BASE FORTE

água

solução final

é neutra

pH = 7

NaCl (aq) + HOH (l) NaOH (aq) + HCl (aq)

O que ocorreu na preparação da solução?

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 – + H2O H+ + Cl – + Na+ + OH –

Isto é:

H2O 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 (KNO3) 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. CH3COOH 1,0 mol/L.

III. NH4Cl 1,0 mol/L.

Indique, na tabela que segue, a coluna contendo as cores desses sistemas

depois da adição de azul de bromotimol, respectivamente:

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) Na2S.

b) NaCl.

c) (NH4)2SO4.

d) KNO3.

e) NH4Br.

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 (Kh),

com a constante de ionização da água e as constantes de ionização e

dissociação dos ácidos e das bases pelas expressões:

Para a hidrólise do cátion, isto é, para sais formados

por ácido forte e base fraca, usamos a relação:

KK

K h =

w

b

Para a hidrólise do ânion, isto é, para sais formados

por ácido fraco e base forte, usamos a relação K

K

K h =

w

a

Ocorrendo a hidrólise do cátion e do ânion, para sais formados

por ácido fraco e base fraca, a relação será:

KK

K K h =

w

b a x

01) (UFPI) Uma solução aquosa de cloreto de amônio 0,2 mol/L apresenta um

grau de hidrólise igual a 0,5%. Determine o [H+], [OH –], pH, pOH e Kh para

essa solução e o Kb para o NH4OH.

Dado: Kw = 10 – 14, a 25°C.

O NH4Cl é proveniente do HCl (ácido forte) e do NH4OH (base fraca),

então ocorre a hidrólise do cátion NH4+, então:

início

reage

e produz

equilíbrio

0,2

0,2 mol/L

0,0 constante

constante

0,0

NH4 + H2O NH4OH + H + +

Reage e produz: 0,2 x 0,005 = 0,001 = 10 – 3

10 – 3 10 – 3 10 – 3

10 – 3 10 – 3

Kh =

+

pH = - log 10 – 3 pH = 3

[H ] = 10 mol/L + – 3 [OH ] = 10 mol/L – 11 –

e pOH = 11

[NH4 ] +

[NH4OH] [H ] = 5 x 10 – 6

2 x 10

10 – 3

– 1

10 X – 3

Kh = Kw

Kb = 2 x 10 – 9

5 x 10 = – 6 10 – 14

Kb

Vamos considerar um sistema contendo uma

solução saturada com corpo de fundo de sulfeto ferroso (FeS).

Teremos dois processos ocorrendo:

vd vp

FeS (s) Fe (aq) + S (aq) 2 – 2+

No equilíbrio a velocidade de dissolução (vd)

é igual à velocidade de precipitação (vp).

Então teremos que: Kc = [ Fe ] [S ] 2– 2+

[FeS] = [ Fe ] [S ] 2– 2+ Kc x [FeS]

KS

produto de

solubilidade

KS

Conhecendo-se a solubilidade do sal,

podemos determinar o Kps.

KS = [ Ag+ ] 2 [SO4 – 2 ]

01) (Fuvest – SP) Em determinada temperatura, a solubilidade do

sulfato de prata (Ag2SO4) em água é de 2,0 x 10 – 2 mol/L. Qual

o valor do produto de solubilidade (Kps ) desse sal, à mesma

temperatura?

2 x 10 – 2 mol/L

Ag2SO4 2 Ag + + SO4

2 x 10 – 2 mol/L 4 x 10 – 2 mol/L

– 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 (Kps) 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, BaCO3, tem Ks = 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.

S

Ks

BaCO3 Ba +2 + CO3

–2

S S

= [Ba ] +2 [CO3 ]

–2 1,6 x 10 – 9

x S S

S = 1,6 x 10 – 9 2

S = 16 x 10 – 10

S = 4 x 10 – 5

05) (PUC-SP) Uma solução saturada de base representada por X(OH)2,

cuja reação de equilíbrio é

X XOH OH

H

22

2O

aq aq s

2++

-( )( ) ( )( )

tem pH = 10 a 25°C. O produto de solubilidade (KPS) 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.

X(OH)2 X +2 + 2 OH –

pH = 10 pOH = 4, então, [OH – ] = 10 – 4 mol/L

10 – 4 5 x 10 – 5

Kps = [ X+2 ] x [ OH – ] 2

Kps = (5 x 10 – 5 ) x ( 10 – 4 ) 2

Kps = 5 x 10 – 5 x 10 – 8

Kps = 5 x 10 – 13