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Equilíbrio Químico, deslocamento de equilíbrio e fatores como concentração, pressão e temperatura

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maior o número 
de oxidação do cloro. 
 II. dos oxiácidos representados, o mais forte é o 
HCℓO. 
III. o número de oxidação do cloro no HCℓO3 é +3. 
 a) Somente I é correta. 
 b) Somente II é correta. 
 c) Somente III é correta. 
 d) I, II e III são corretas. 
 e) I, II e II são incorretas. 
 
14. (PUC-PR) Temos duas soluções de igual 
molaridade: 
 a 1.ª de ácido acético, cujo pK é igual a 4,76; 
 a 2.ª de ácido butírico, cujo pK é igual a 4,82. 
 Com estes dados, podemos afirmar que: 
 a) a 1.ª solução é mais ácida que a 2.ª. 
 b) a 1.ª solução é menos ácida que a 2.ª. 
 c) as duas soluções apresentam a mesma acidez. 
d) a constante de ionização do ácido acético é 
menor que a do ácido butírico. 
 e) nenhuma destas respostas. 
 
15. (UFPR) Pelos seus pKa ou Ka indique o ácido mais 
ionizado. 
 Dados: log 514 = 2,7; log 63 = 1,79 
 a) Cℓ2CH-COOH (Ka = 5140 . 10
-5
) 
 b) orto-O2N-C6H4-COOH (pKa = 2,81) 
 c) C6H5-COOH (Ka = 6,3 . 10
-5
) 
 d) para-O2N-C6H4-OH (pKa = 7,14) 
 e) C6H5-OH (pKa = 9,95) 
 
16. (CESCEM-SP) A dissociação do ácido orto-
arsênico, H3AsO4, em solução aquosa diluída, se 
processa conforme as equações: 
 
H3AsO4 ⇄ H
+
 + H2AsO4
-
 K1 
H2AsO4
-
 ⇄ H+ + HAsO4
2-
 K2 
HAsO4
2-
 ⇄ H+ + AsO4
3-
 K3 
 
 A ordem de grandeza das constantes de ionização 
K1, K2 e K3 será: 
 a) K3 > K2 > K1 
 b) K1 = K2 = K3 
 c) K1 > K2 > K3 
 d) K1 > K3 > K2 
 e) K2 > K1 > K3 
 
17. (PUC-SP) Tem-se uma solução de ácido acético, 
HAc, onde há íons H
+
(aq) e Ac
-
(aq) em equilíbrio com 
HAc não dissociado. 
Se adicionarmos acetato de sódio, NaAc, a essa 
solução: 
a) a concentração dos íons H
+
(aq) deverá aumentar. 
b) a concentração dos íons H
+
(aq) permanecerá 
inalterada. 
 c) a concentração dos íons H
+
(aq) deverá diminuir. 
d) a concentração do HAc não dissociado diminuirá. 
 e) não há deslocamento do equilíbrio químico. 
 
18. (FEI-SP) No equilíbrio representado pela equação: 
 
Mg
2+
 + 2 OH
-
 ⇄ Mg(OH)2 
 
 qual das substâncias abaixo o deslocaria para a 
direita se adicionada ao sistema? 
 a) NH4NO3 
 b) NaCℓ 
 c) H2SO4 
 d) HCℓ 
e) NaOH 
 
19. (MAPOFEI-SP) Dado o equilíbrio: 
 
1
2
HCN + H2O H3O+ + CN
-
 
 
 a adição de cianeto de sódio: 
 a) desloca o equilíbrio no sentido 1. 
 b) não desloca o equilíbrio. 
 c) aumenta a concentração de H3O
+
. 
 d) desloca o equilíbrio no sentido 2. 
 e) diminui a concentração de HCN. 
 
20. (PUC-PR) Em solução aquosa existe o equilíbrio: 
 
2 CrO4
2-
 + H2O ⇄ Cr2O7
2-
 + 2 OH
-
 
 amarelo alaranjado 
 
 Assinale a proposição falsa: 
 a) Adicionando HCℓ, o sistema fica alaranjado. 
 b) Adicionando NaOH, o sistema fica amarelo. 
c) O Princípio de Le Chatelier não se aplica a 
equilíbrios iônicos. 
d) No equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual 
à velocidade da reação inversa. 
e) A constante de equilíbrio não varia pela adição de 
HCℓ ao sistema. 
 
 
 
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (Kw) 
 
Medidas de condutibilidade elétrica mostram que a 
água está ligeiramente ionizada segundo a equação: 
 
H2O ⇄ H
+
 + OH
-
 
 
Esta ionização da água, como as demais, é 
reversível e atinge um equilíbrio dinâmico denominado 
equilíbrio iônico da água. 
 
A 25°C, o grau de ionização () da água é 1,81x10
-9
. 
Considerando 1 litro de água pura (1000 g de água 
pura) e aplicando ao equilíbrio iônico da água a lei da 
ação das massas, tem-se: 
 
• Cálculo do número de mols existentes em 1000 g 
de H2O. 
 
18 g H2O  1 mol 
 1000 g H2O  x  x = 55,5 mols 
 
• Cálculo das concentrações molares no equilíbrio. 
 
 H2O ⇄ H
+
 + OH
-
 
início 55,5 0 0 
ionização 
(n . ) 
(55,5 . 1,81 . 10
-9
)  
10
-7
 
(n . ) 
10
-7
 
(n . ) 
10
-7
 
equilíbrio 
(n - n) 
(55,5 - 10
-7
) 
n 
10
-7
 
n 
10
-7
 
concentr. 
molares 
 (55,5 - 10
-7
) 
mol/L 
10
-7
 
mol/L 
10
-7
 
mol/L 
 
Nota-se que a concentração molar da água no 
equilíbrio é praticamente a mesma do início. Portanto, 
pode-se dizer que a concentração molar da água é 
constante, 
 
[H2O] = constante. 
 
• Cálculo da constante de equilíbrio 
 
 Kc = 
[H+] . [OH-]
[H2O]
 [H2O] = constante 
 
Kc . [H2O] = [H
+
] . [OH
-
] 
O produto da constante de equilíbrio pela 
concentração molar da água dá uma nova constante 
denominada produto iônico da água, Kw. Portanto: 
 
Kw = [H
+
] . [OH
-
] 
 
Kw = 10
-7
 . 10
-7
 
 
Kw = 10
-14
 (a 25°C) 
 
O valor de Kw depende da temperatura. A elevação 
da temperatura acarreta um aumento do grau de 
ionização da água e, conseqüentemente, um aumento 
do valor de Kw. 
 
A tabela abaixo mostra valores do produto iônico da 
água (Kw) em diferentes temperaturas. 
 
Temperatura Kw 
0°C 0,11 . 10
-14
 
10°C 0,29 . 10
-14
 
20°C 0,69 . 10
-14
 
25°C 1,00 . 10
-14
 
30°C 1,48 . 10
-14
 
40°C 3,02 . 10
-14
 
60°C 9,33 . 10
-14
 
80°C 23,40 . 10
-14
 
 
Numa mesma temperatura, o valor de Kw 
permanece constante, qualquer que seja a substância 
dissolvida em água. 
 
Observações: 
 
• Em água pura ou em solução neutra, a 25°C: 
 
[H
+
] = [OH
-
] = 10
-7
 mol/L 
 
 
• Ao se adicionar um ácido HA em água, ocorre sua 
ionização, 
HA  H
+
 + A
- 
 
com conseqüente aumento da concentração de íons H
+
. 
Como Kw é constante, um aumento da concentração de 
íons H
+
 acarretará uma diminuição da concentração de 
íons OH
-
. 
 
Kw = [H+] . [OH-] = 10-14 (a 25°C)
esta concentração
 aumenta
esta concentração
 diminui 
 
Assim sendo, em soluções ácidas, a 25°C: 
 
[H
+
] > 10
-7
 mol/L 
[OH
-
] < 10
-7
 mol/L 
 
 
 
• Ao se adicionar uma base B(OH) em água ocorre 
sua dissociação, 
 
B(OH)  B
+
 + OH
- 
 
com conseqüente aumento da concentração de íons 
OH
-
. Como Kw é constante, um aumento da 
concentração de íons OH
-
 acarretará uma diminuição da 
concentração de íons H
+
. 
Kw = [H+] . [OH-] = 10-14 (a 25°C)
esta concentração
 aumenta
esta concentração
 diminui 
 
Assim sendo, em soluções básicas, a 25°C: 
 
[H
+
] < 10
-7
 mol/L 
[OH
-
] > 10
-7
 mol/L 
 
 
 
• Ao se preparar uma solução ácida ou básica de 
concentração molar ♏ e conhecido o grau de ionização 
ou de dissociação () do ácido ou da base, pode-se 
calcular a [H
+
] ou a [OH
-
]. 
 
Em solução ácida: [H
+
] = ♏ .  
 
 
 
Em solução básica: [OH
-
] = ♏ .  
 
 
 
 pH e pOH 
 
Em função dos valores baixos de [H
+
] e [OH
-
], 
costuma-se indicar a acidez ou a basicidade de uma 
solução através de seu pH (potencial hidrogeniônico) e 
pOH (potencial hidroxiliônico). 
 
Por definição: 
 
 
pH = log [H
+
] e pOH = log [OH
-
] 
 
 
Aplicando as definições e considerando a 
temperatura de 25°C, obtém-se: 
 
água pura ou 
solução neutra 
[H
+
] = 10
-7
 mol/L 
[OH
-
] = 10
-7
 mol/L 
pH = 7 
pOH = 7 
solução 
ácida 
[H
+
] > 10
-7
 mol/L 
[OH
-
] < 10
-7
 mol/L 
pH < 7 
pOH > 7 
solução 
básica 
[H
+
] < 10
-7
 mol/L 
[OH
-
] > 10
-7
 mol/L 
pH > 7 
pOH < 7 
 
Para qualquer meio aquoso, a 25°C, a soma entre o 
pH e o pOH é igual a 14. Observe: 
 
[H
+
] . [OH
-
] = 10
-14
 
 
aplicando logaritmo em ambos os membros

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