Revisao hidrolise e kps

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<p>Revisão</p><p>Química/ 2ª série</p><p>CONCEITO: É a reação inversa da neutralização. Isto é, quando o sal reage com a água produzindo ácido e/ou base.</p><p>Hidrólise de sais</p><p>“Os sais derivados de ácidos fortes e bases fortes (conceito de Arrhenius) não sofrem hidrólise”</p><p>Os três tipos de sais que sofrem ionização:</p><p> sal de ácido forte e base fraca;</p><p> sal de ácido fraco e base forte;</p><p> sal de ácido fraco e base fraca.</p><p>Sal de ácido forte e base fraca</p><p>Exemplo: , o cloreto de amônio — derivado do ácido clorídrico, forte: HCl, e do hidróxido de amônio, fraco: NH4OH.</p><p>Teoricamente, a equação seria escrita da seguinte forma:</p><p>Só que essa reação é falsa!</p><p>Como o NH4OH é fraco, a grande maioria está de fato junto, não dissociado. Mas, o HCl é um ácido muito forte, então na realidade o HCl deve ser escrito como H+ e Cl-.</p><p>Hidrólise de sais</p><p>A reação entre o sal e a água é chamada de hidrólise do sal</p><p>Ex: hidrólise do sal NaCN</p><p>NaCN (aq) + H2O (l) ⇌ HCN (aq) + NaOH (aq)</p><p>forma soluções neutras.</p><p>Hidrólise de sais ácidos</p><p>formam soluções ácidas</p><p>Hidrólise de sais básicos</p><p>formam soluções básicas</p><p>Um sal reage com a água e pode liberar</p><p>H+</p><p>OH-</p><p>ou</p><p>torna a solução básica</p><p>torna a solução ácida</p><p>Hidrólise de sais neutros</p><p>Então vamos combinar assim:</p><p>1) EQUAÇÃO TEÓRICA</p><p>2) EQUAÇÃO IÔNICA ( deixando junto quem for fraco e separado quem for forte.)</p><p>Assim, o correto é:</p><p>NH4+ + Cl- + HOH ↔ NH4OH + H+ + Cl-</p><p>Podemos cortar o Cl-. Assim:</p><p>NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+</p><p>Hidrólise de sais</p><p>A partir disso, podemos chegar a algumas concluir que se adicionarmos NH4Cl à água, a solução ficará ácida (haverá formação de H+, em razão da hidrólise), ou seja, o pH será menor que 7.</p><p>Sal de ácido fraco e base forte</p><p>Exemplos: Acetato de sódio, Na+(H3C — COO)– — derivado do ácido acético, fraco: H3C — COOH, e do hidróxido de sódio, forte: NaOH.</p><p>Sua equação será escrita, teoricamente, assim:</p><p>No entanto, atualmente esta equação não é escrita assim. O sal é composto iônico, e encontra-se dissociado em solução; o hidróxido de sódio (base forte) também apresenta-se dissociado; o ácido acético (ácido fraco) praticamente não está dissociado.</p><p>Na verdade, o que acontece é o seguinte:</p><p>A água pura tem pH = 7. Se adicionarmos acetato de sódio na água, o meio ficará alcalino (pH maior que sete), em razão da consequente formação de íons OH– pela hidrólise dos íons acetato.</p><p>Hidrólise de sais</p><p>Sal de ácido fraco e base fraca</p><p>Exemplos:NH4+ CN- ,cianeto de amônio — derivado do ácido cianídrico, fraco: HCN, e do hidróxido de amônio, fraco: NH4OH.</p><p>Teoricamente:</p><p>NH4CN + HOH ↔ NH4OH + HCN</p><p>Como o NH4OH é fraco, e o HCN também, a grande maioria está de fato junto, não dissociado.</p><p>Assim:</p><p>NH4+ + CN- + HOH ↔ NH4OH + HCN</p><p>Os dois íons sofreram hidrólise. Dessa forma, não dá pra avaliar qualitativamente o pH da solução formada.</p><p>d) Sal de ácido forte e base forte</p><p>NÃO SOFREM HIDRÓLISE!!!</p><p>Hidrólise de sais</p><p>SOLUÇÃO TAMPÃO</p><p>CONCEITO:A solução-tampão é geralmente uma mistura de um ácido fraco com o sal desse ácido, ou uma base fraca com o sal dessa base. Essa solução tem por finalidade evitar que ocorram variações muito grandes no pH ou no pOH de uma solução.</p><p>Exemplo: sangue.</p><p>Nas aulas vocês aprenderam que é extremamente prejudicial ao organismo, variações bruscas do pH, como a Acidose ou a Alcalose.</p><p>Para impedir tais coisas, existe uma solução tampão em nosso sangue.</p><p>Temos:</p><p>OU</p><p>Se a solução-tampão for formada por uma base fraca e um sal dessa base, a equação será:</p><p>Por analogia, define-se pOH como:</p><p>RELAÇÃO ENTRE pH e pOH:</p><p>pH + pOH = 14</p><p>Obs: Essa soma só dá 14 se a solução aquosa estiver em 25°C.</p><p>pH do Solo</p><p>No Brasil predominam os solos ácidos</p><p>A acidez e basicidade são muito importantes para a agricultura.</p><p>Solo ácido</p><p>Correção do pH</p><p>pH de 5,0 a 6,5</p><p>pH de 5,5 a 7,5</p><p>pH de 6,0 a 6,5</p><p>pH entre 4,5 e 5,9.</p><p>Arroz</p><p>Milho</p><p>Feijão</p><p>Calcário (carbonato de cálcio, CaCO3)</p><p>Exercício</p><p>1-(UEMS) As águas superficiais normalmente possuem um pH entre 4 e 9, podendo ser alterado conforme a quantidade de sais, como carbonatos e bicarbonatos, e pela quantidade de matéria morta a ser decomposta. Uma análise realizada em um determinado afluente mostrou que a concentração dos íons H+ era igual 10-5 mol ∙ L-1. O valor do pH dessa amostra é:</p><p>a) 3</p><p>b) 5</p><p>c) 7</p><p>d) 9</p><p>e) 11</p><p>Exercício</p><p>2-(PUC-MG) Ao analisar um determinado suco de tomate, um técnico determinou que sua concentração hidrogeniônica é igual a 0,001 mol/L. Assim, o pH desse suco de tomate é:</p><p>a) 2</p><p>b) 3</p><p>c) 4</p><p>d) 9</p><p>e) 11</p><p>3-(Mackenzie) Uma amostra desconhecida de uma substância incolor foi submetida a testes de laboratório com indicadores ácido-base, apresentando o seguinte resultado.</p><p>De acordo com o resultado obtido experimentalmente, pode-se seguramente afirmar que a faixa de pOH da amostra desconhecida, de acordo com a coloração obtida, encontra-se entre</p><p>a) 7,8 e 8,0</p><p>b) 6,0 e 6,2</p><p>c) 7,2 e 7,6</p><p>d) 6,4 e 6,8</p><p>e) 7,0 e 7,4</p><p>Exercício</p><p>Indicador	Coloração Obtida	Faixa de viragem (pH)</p><p>Fenolftaleína	Incolor	Incolor < 8,2	Rosa > 10</p><p>Azul de bromotimol	Amarelo-esverdeado	Amarelo < 6,0	Azul > 7,6</p><p>Vermelho de metila	Amarelo-alaranjado	Vermelho < 4,4	Amarelo > 6,2</p><p>“O produto de solubilidade é o produto das concentrações (em mol/L) dos íons existentes em uma solução saturada, estando cada concentração elevada ao coeficiente do íon na equação de dissociação iônica”.</p><p>Ou seja, seguindo a equação de dissociação iônica acima temos que:</p><p>KPS</p><p>Ks = [Ca2+]3 . [PO3-4]2</p><p>Os valores do Kps são constantes para cada substância, a uma determinada temperatura. Veremos alguns exemplos:</p><p>Em soluções aquosas e a 25 °C,</p><p>CaF2(s) ↔ Ca+2(aq) + 2 F-(aq)</p><p>Kps = [Ca+2]. [F-]2 = 4,9 x 10-11</p><p>FeS(s) ↔ Fe+2(aq) + S-2(aq)</p><p>Kps = [Fe+2] . [S-2] = 5,0 x 10-18</p><p>É importante lembrar que:</p><p>- Os valores do Kps permanecem constantes somente em soluções saturadas de eletrólitos pouco solúveis.</p><p>- Se a dissociação iônica for endotérmica, e se aumentarmos a temperatura, este aumento acarretará em um aumento de solubilidade, portanto, o valor do Kps aumentará. Se a dissolução for exotérmica acontecerá o contrário do citado anteriormente. Podemos então concluir que a temperatura altera o valor do Kps.</p><p>- É muito comum dizer que, quanto menor o Ks, menos solúvel é o sal ou a base. No entanto, isso só será verdade se os íons presentes na solução estiverem numa mesma proporção quando da dissociação do sal ou da base, à mesma temperatura. Assim por exemplo:</p><p>Ks do BaSO4 → Ks = [Ba2+].[SO42-] = 1,0 x 10-10</p><p>Ks do AgI → Ks = [Ag+].[I-] = 1,0 x 10-16</p><p>Nesse caso, podemos dizer que o AgI é menos solúvel que o BaSO4.</p><p>Se a proporção entre íons provenientes das espécies comparadas não for a mesma, a mais solúvel será aquela que apresentar maior solubilidade e, nesse caso, não devem comparar os Ks.</p><p>É possível calcularmos a solubilidade de uma substância, através de seu Kps.</p><p>Exemplo: Sabendo-se que a base Mg(OH)2 apresenta KPS = 3,2 . 10-11 quando dissolvida em água, a uma temperatura T, determine a solubilidade da base, me mol/L.</p><p>Montando-se a equação, seguida da proporção em mols e da expressão do KPS, vem:</p><p>KPS X Solubilidade</p><p>Exercício</p><p>4-</p><p>Exercício</p><p>5-</p><p>Exercício</p><p>A determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata em água é 2,0∙10-2 mol/L. O produto de solubilidade (Kps) desse sal à mesma temperatura é:</p><p>a) 4,0∙10-4</p><p>b) 8,0∙10-4</p><p>c) 6,4∙10-5</p><p>d) 3,2∙10-5</p><p>e) 8,0∙10-6</p><p>6-</p><p>Um sal hipotético XY apresenta produto de solubilidade (Kps) igual a 1,6 x 10-23 a determinada temperatura. A sua solubilidade, em mol.L-1, é igual a:</p><p>7-</p><p>2x10-6</p><p>3x10-8</p><p>4x10-12</p><p>5x10-16</p><p>6x10-24</p><p>Exercício</p><p>O suco de abacaxi concentrado (pH = 3,5) é uma fonte natural de vitamina C e de outros antioxidantes</p><p>nutrientes essenciais para a saúde. Considerando log2 = 0,3, ao adicionar água destilada a 10 mL de suco de abacaxi concentrado, até atingir o volume de 500 mL, o pH dessa solução será igual a:</p><p>8-</p><p>a) 7,0</p><p>b) 6,8</p><p>c) 5,2</p><p>d) 5,5</p><p>e) 3,2</p><p>A fenolftaleína atua como um indicador ácido-base por ser um ácido fraco,</p><p>que em solução alcoólica, apresenta a cor das moléculas não dissociadas, HInd, diferente da cor dos respectivos íons, Ind-.</p><p>HInd ⇌ H+ + Ind-</p><p>Incolor vermelho</p><p>A leitura da mensagem no experimento descrito é possível porque a presença de íons OH- na solução de fenolftaleína promove deslocamento do equilíbrio para a:</p><p>9-</p><p>a) direita, devido à diminuição do grau de ionização da fenolftaleína.</p><p>b) direita, devido ao aumento da concentração de íons H+.</p><p>c) esquerda, devido ao consumo de íons H+ pelos íons OH–.</p><p>d) direita, devido ao consumo de íons H+ pelos íons OH–.</p><p>e) esquerda, devido à diminuição do grau de ionização da fenolftaleína</p><p>direita, devido ao consumo de íons H+ pelos íons OH–.</p><p>10-</p><p>Exercício</p><p>A chuva ácida interfere no ciclo do nitrogênio, principalmente, por proporcionar uma diminuição do pH do solo e da atmosfera, alterando a concentração dos compostos presentes nesse ciclo.</p><p>Em um solo de menor pH, será favorecida a formação de:</p><p>N2</p><p>NH3</p><p>NH4+</p><p>NO2−</p><p>NO3</p><p>O uso do bicarbonato de sódio (NaHCO3) no combate aos sapinhos, à afta, à azia ou a cheiro de suor, deve-se ao seu caráter:</p><p>a) básico, que o torna capaz de neutralizar a acidez envolvida em todos esses exemplos</p><p>b) ácido, que o torna capaz de neutralizar a alcalinidade envolvida em todos esses exemplos.</p><p>c) neutro, que o torna capaz de neutralizar a acidez envolvida em todos esses exemplos.</p><p>d) anfótero, que o torna capaz de neutralizar a acidez e alcalinidade envolvidas em todos esses exemplos.</p><p>e) anfótero, que o torna capaz de neutralizar a alcalinidade envolvida</p><p>11-</p><p>Soluções-tampão são soluções que atenuam variação dos valores de pH (ácido ou básico), mesmo com adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases. Nosso organismo apresenta uma série de sistemas tampões. Um dos tampões mais importantes é o do sangue, que permite a manutenção das trocas gasosas e das proteínas. Se quisermos preparar um tampão de pH = 9,00, qual a concentração da solução de NH4Cl deve ser adicionado à uma solução de NH3 0,10 M?</p><p>Exercício</p><p>12-</p><p>Dados: Constante de dissociação do NH3: Kb = 1,8∙10-5 e log 1,8 = 0,26</p><p>a) 0,005 M.</p><p>b) 0,01 M.</p><p>c) 0,055 M.</p><p>d) 0,0001 M.</p><p>e) 5 M.</p><p>Dado que pH = -log [H+], então:</p><p>-log [10-5 mol ∙ L-1] = 5</p><p>Gabarito</p><p>1-B</p><p>3-A</p><p>2-B</p><p>0,001 mol/L = 10-3 mol/L</p><p>-log [10-3 mol/L] = 3</p><p>-A cor da fenolftaleína mostra que essa substância tem pH inferior a 8,2.</p><p>-A cor amarelo-esverdeada que o azul de bromotimol adquiriu mostra que o pH é maior que 6,0, porém menor que 7,6</p><p>- A cor amarelo-alaranjado do vermelho de metila mostra que o pH é maior que 4,4 e menor que 6,2</p><p>4-A</p><p>5-D</p><p>A solubilização do sulfato de prata em água é dada pela reação:</p><p>Ag2SO4 (s) ⇌ 2 Ag+ (aq) + SO4-2 (aq)</p><p>Dada essa reação, o Kps do sulfato de prata é:</p><p>Kps = [Ag+] 2 ∙ [SO4-2]</p><p>Solubilidade = 2,0∙ 10-2 mol/L.</p><p>Kps = [4,0∙10-2] 2 ∙ [2,0∙10-2], logo Kps = 3,2 10-5</p><p>6-</p><p>Gabarito</p><p>7-C</p><p>8-C</p><p>Dado que Kps para o sal XY é: Kps = [X]∙ [Y]</p><p>Se [X] = [Y], isso equivale a [X]2, então</p><p>Solubilidade = √𝐾𝑝𝑠 = √1,6 ∙ 10−23 = 4∙10-12</p><p>O número de mols de H+ nas soluções concentrada e diluída é o mesmo. Podemos obter esse número de mols através da expressão:</p><p>pH = -log [H+]</p><p>3,5 = -log [H+]</p><p>[H+] = 10 -3,5 mol/L</p><p>Com a concentração da solução concentrada, pode-se obter a concentração da solução diluída considerando que</p><p>Ci ∙ Vi = Cf ∙ Vf sendo Ci a concentração inicial e Vi o volume inicial (10 ml =0,01 L) e Cf a concentração final e Vf o volume final (500 mL = 0,5 L)</p><p>10 -3,5 mol/L x 0,01 L = Cf x 0,5 L</p><p>10 -5,5 mol/L= Cf x 5∙10-1 L</p><p>Cf = 1∙10−5,5 𝑚𝑜𝑙/𝐿5∙10−1 𝐿 = 2∙10-5,5 mol/L</p><p>Aplicando essa concentração na fórmula de pH, temos:</p><p>pH = -log [2∙10 -5,5 mol/L]</p><p>pH = - [log (2) + log (10-5,5)] = - (0,3 - 5,5) = 5,2</p><p>O OH- na solução reage com o H+ conforme a equação química abaixo:</p><p>H+ (aq) + OH- (aq) ⇌ H2O (l)</p><p>A retirada do H+ da solução faz com que o equilíbrio seja deslocado para a direita.</p><p>9-D</p><p>Gabarito</p><p>Um solo ácido apresenta uma maior disponibilidade de íons H+. Considerando que, dentre os compostos que participam do ciclo do nitrogênio há o NH3, que é uma base fraca, então a maior disponibilidade de H+ favorece a formação do NH4+.</p><p>10-C</p><p>11-A</p><p>O tampão NH3/NH4Cl é um tampão básico. Para obter a quantidade de NH4Cl para obter um pH igual a 9 utiliza-se a fórmula: 𝑝𝐻=𝑝𝐾𝑊 −𝑝𝐾𝑏+𝑙𝑜𝑔[𝑐á𝑡𝑖𝑜𝑛][𝑏𝑎𝑠𝑒]</p><p>Dados os valores de Kw, Kb, o pH e a concentrações de NH3, então: 9=(−log𝟏,𝟎∙𝟏𝟎−𝟏𝟒)−(−log 1,8 ∙10−5)+𝑙𝑜𝑔[𝑁𝐻4𝐶𝑙][0,10 𝑀] 9=(−log𝟏,𝟎∙𝟏𝟎−𝟏𝟒)−((log 1,8+log10−5)+log𝑁𝐻4𝐶𝑙−log0,10 𝑀 9=14−(−(0,26−5)+log𝑁𝐻4𝐶𝑙−(−1)</p><p>log𝑁𝐻4𝐶𝑙=9−10,26=−1,26, logo [𝑁𝐻4𝐶𝑙]= 10−1,26 = 0,055 M</p><p>12-C</p><p>image1.png</p><p>image2.png</p><p>image3.png</p><p>image4.emf</p><p>image5.emf</p><p>image6.emf</p><p>image7.emf</p><p>image8.emf</p><p>image9.emf</p><p>image10.emf</p><p>image11.png</p><p>image12.emf</p><p>image13.png</p><p>image14.png</p><p>image15.png</p><p>image16.png</p><p>image17.png</p><p>image18.emf</p><p>image19.emf</p><p>image20.png</p>