3 - QUÍMICA - FÍSICA

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) QUÍMICA-FÍSICA
(PARTE)
Brendo Batista Elamid
Conteúdo
1: SOLUÇÕES	2
Tipos de soluções	2
Classificação das soluções quanto à natureza do soluto dissolvido:	2
Concentração ou aspectos quantitativos das soluções	2
Diluição de soluções	2
Mistura de soluções	2
1.1: COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE	2
1.2: SOLUTO E SOLVENTE	2
1.3: SOLUBILIDADE E CURVAS DE SOLUBILIDADE	2
1.4: CONCENTRAÇÃO EM MOL/L OU MOLARIDADE	2
Mapa Mental: Unidade de Concentração em Mol/L	2
Fórmulas utilizadas na molaridade	2
Exemplo de cálculo de molaridade	2
1.5: DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES	2
1.6: TITULAÇÃO	2
2.ELETROQUÍMICA	2
2.1:OXIDAÇÃO E REDUÇÃO	2
2.2: CONCEITO DE NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)	2
2.3: PILHAS	2
2.4CORROSÃO DOS METAIS	2
2.5: ELETRÓLISE	2
Tipos de eletrólise	2
→ Eletrólise ígnea	2
- Exemplo de eletrólise ígnea	2
→ Eletrólise aquosa	2
- Exemplo de eletrólise aquosa	2
Descarga seletiva de íons	2
- Descarga seletiva para cátions e ânions	2
Eletrólise da água	2
Aplicações da eletrólise	2
3: EQUILÍBRIO QUÍMICO	2
1- Resumo de equilíbrio químico	2
2- Introdução sobre equilíbrio químico	2
3- Condições para ocorrência de um equilíbrio químico	2
Mapa mental: Equilíbrio químico	2
4- Gráfico de equilíbrio químico	2
5- Exemplos de equilíbrios químicos	2
7- Constante de equilíbrio químico em termos de pressão	2
8- Grau de equilíbrio	2
9- Constante de ionização	2
10- Constante do produto de solubilidade	2
11- Deslocamento de equilíbrio (Princípio de Le Chatelier)	2
Concentração	2
Temperatura	2
Pressão	2
12- Casos particulares	2
Relação entre equilíbrio iônico da água e pH das soluções	2
Equilíbrio químico e hidrólise salina	2
Equilíbrio químico e soluções-tampão	2
13- Fórmulas utilizadas no equilíbrio químico	2
EXERCÍCIOS RESOLVIDOS SOBRE EQUILÍBRIOS QUÍMICOS	2
2.2: DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO	2
2.3: CONSTANTE DE IONIZAÇÃO	2
2.4:CONCEITO DE PH	2
2.5: CÁLCULO DO KPS	2
4: TERMOQUÍMICA	2
4.1: ENTALPIA DE COMBUSTÃO	2
4.2: PROCESSOS ENDOTÉRMICOS E EXOTÉRMICOS	2
4.3: CÁLCULO DA ENTALPIA DE UMA REAÇÃO	2
5: QUÍMICA NUCLEAR	2
5.1: EMISSÃO ALFA (Α)	2
5.2: EMISSÃO BETA	2
5.3: EMISSÕES GAMA	2
5.4: MEIA-VIDA OU PERÍODO DE SEMIDESINTEGRAÇÃO	2
5.5: FUSÃO NUCLEAR	2
5.6: FISSÃO NUCLEAR: COMO TUDO COMEÇOU?	2
FÍSICO-QUÍMICA
A Físico-Química é a ciência que nos proporciona instrumentos para interpretar e dominar os fenômenos naturais. Na base dessa ciência encontram-se os princípios fundamentais da termodinâmica, classicamente ensinados a partir do comportamento dos sistemas macroscópicos.
Ela também compreende a física, sendo a disciplina que estuda as propriedades físicas e químicas da matéria, através da combinação de duas ciências: a física, onde se destacam áreas como a termodinâmica e a mecânica quântica, e a química. Suas funções variam desde interpretações das escalas moleculares até observações de fenômenos macroscópicos.
A Físico-química moderna possui áreas de estudo importantes como a termoquímica, cinética química, química quântica, mecânica estatística e química elétrica. A Físico-química também é fundamental para a ciência dos materiais.
Por Líria Alves
Graduada em Química
A corrosão dos metais é um tema que esta parte da química estuda.
1: SOLUÇÕES
Soluções são as misturas resultantes da união de duas ou mais substâncias diferentes, que se apresentam obrigatoriamente em uma única fase no seu aspecto visual, como a água do mar (formada pela associação de água e diferentes sais).
Por se tratar de misturas homogêneas, as soluções são formadas pela associação de pelo menos um material capaz de ser dissolvido por outro. Esse material dissolvido é denominado soluto, e o que dissolve é denominado solvente.
A água do mar é uma solução em que o solvente é a água e os sais são os solutos
A propriedade mais importante da matéria nas soluções é a solubilidade, já que nesse tipo de mistura existe a dissolução de um material por outro. Porém, vale ressaltar que cada solvente apresenta uma solubilidade para cada tipo de soluto de acordo com a temperatura, o que é denominado de coeficiente de solubilidade.
Tipos de soluções
Classificação das soluções quanto ao estado físico do solvente:
· Sólidas: soluções em que o solvente está no estado sólido. Exemplo: ouro 18 quilates;
· Líquidas: soluções em que o solvente está no estado líquido. Exemplo: refrigerante;
· Gasosas: soluções em que o solvente está no estado gasoso. Exemplo: ar atmosférico.
Classificação das soluções quanto à natureza do soluto dissolvido:
· Iônica: é a solução que apresenta um soluto de natureza iônica, ou seja, é capaz de sofrer o fenômeno da dissociação ou ionização. Exemplo: cloreto de sódio;
· Molecular: é a solução que apresenta um soluto de natureza molecular, ou seja, não é capaz de sofrer o fenômeno da dissociação ou ionização. Exemplo: glicose.
Concentração ou aspectos quantitativos das soluções
A determinação das quantidades de soluto, solvente, volume, massa ou qualquer outra medida quantitativa relacionada a uma solução é denominada concentração, como nos seguintes casos:
· Concentração comum: é a relação entre a massa do soluto e o volume da solução;
· Densidade: é a relação entre a massa e o volume da solução;
· Título em massa: é a relação entre a massa do soluto e a massa da solução;
· Título em volume: é a relação entre o volume do soluto e o volume da solução;
· Ppm: é a relação de uma parte do soluto existente em um milhão de partes da solução;
· Concentração em mol/L ou molaridade: é a relação entre o número de mol do soluto e o volume da solução;
· Molalidade: é a relação entre o número de mol do soluto e a massa do solvente;
· Fração molar: é a relação entre o número de mol do soluto ou do solvente e o número de mol da solução.
Diluição de soluções
É o procedimento realizado com uma única solução que consiste em adicionar ou retirar (por meio de evaporação ou ebulição) solvente de uma solução preexistente, o que pode resultar em:
· Adição de solvente a uma solução: a solução passa a apresentar uma concentração menor que a apresentada antes de receber nova quantidade de solvente;
· Retirada de solvente de uma solução: a solução passa a apresentar uma concentração maior que a apresentada antes de perder certa quantidade de solvente.
Mistura de soluções
É o procedimento em que duas ou mais soluções são reunidas em um mesmo recipiente, como nos seguintes casos:
· Mistura de soluções de mesmo soluto: resulta em uma solução que apresenta um valor de concentração intermediário ao das soluções que foram misturadas;
· Mistura de soluções de solutos diferentes sem reação química: resulta em uma solução que apresenta novo valor de concentração para cada um dos solutos presentes;
· Mistura de soluções de solutos diferentes com reação química: resulta em uma solução que apresenta um ou mais solutos diferentes dos que estavam anteriormente nas soluções misturadas.
Por Me. Diogo Lopes Dias
As soluções são misturas preparadas constantemente nos laboratórios
1.1: COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE
O coeficiente de solubilidade é uma grandeza que determina a quantidade máxima de um soluto que podemos dissolver em uma dada quantidade de solvente em certa temperatura.
Imagine que você adicione 10 g de sal de cozinha (cloreto de sódio - NaCl) em um copo com 100 g de água a 20ºC. Depois de misturar, você viu que o sal dissolveu-se completamente, por isso resolve adicionar ainda mais sal. Em um determinado ponto, não será possível mais dissolver o sal naquela quantidade de água, e todo sal adicionado descerá para o fundo do copo, não importa o quanto você tente misturar.
Quando isso acontece, dizemos que a solução está saturada e que se atingiu o coeficiente de solubilidade. Portanto, podemos definir o coeficiente de solubilidade da seguinte maneira:
“O coeficiente de solubilidade é a máxima quantidade de soluto que se solubiliza em uma dada quantidade de solvente, a uma dada temperatura.”
O coeficiente de solubilidade do sal na água, por exemplo, é igual a 36 g de NaCl/ 100 g de água a 20ºC. Não é possível dissolver nenhum grama a mais de sal nessa quantidade de água e nessatemperatura, pois o coeficiente de solubilidade é específico para cada substância. Se trocarmos o soluto, por exemplo, substituindo o sal de cozinha pelo NH4Cl, este tem coeficiente de solubilidade igual a 37,2 g em 100 g de água a 20ºC.
Além disso, uma mesma substância possui diferentes solubilidades em diferentes solventes. Enquanto o sal é solúvel na água, ele é praticamente insolúvel na acetona ou no acetato de etila (solvente usado para remover esmaltes).
Outro ponto é que sempre que se menciona o coeficiente de solubilidade de um soluto em determinada quantidade de solvente, é preciso indicar também a temperatura, pois esse é um fator que interfere. Por exemplo, se pegarmos 100 g de água a 20ºC e adicionarmos 40 g de sal, 36 g solubilizar-se-ão e 4 g formarão o precipitado. Mas se levarmos essa solução para o aquecimento, veremos que os 4 g dissolver-se-ão conforme a elevação da temperatura.
Isso nos mostra que um mesmo soluto dissolvido em uma mesma quantidade de solvente possui diferentes coeficientes de solubilidade conforme o aumento da temperatura.
Veja um exemplo abaixo:
Coeficiente de solubilidade do NH4Cl em relação à temperatura
Observe que, nesse caso, o coeficiente de solubilidade do NH4Cl aumenta com o aumento da temperatura. Isso acontece com a maioria dos sais em água. Porém, existem situações em que o coeficiente de solubilidade diminui com o aumento da temperatura, como é o caso do Ce2(SO4)3. Existem também casos em que não há uma variabilidade tão acentuada no coeficiente de solubilidade, como ocorre com o sal de cozinha. Veja isso no texto Gráficos das curvas de solubilidade.
Pode ser que consigamos também, em determinadas situações específicas, dissolver uma quantidade de soluto no solvente maior que o seu coeficiente de solubilidade, obtendo assim a chamada solução supersaturada. Por exemplo, imagine que uma solução formada com 100 g de água, a 20ºC, e 40 g de sal de cozinha (com 36 g dissolvidos e 4 g precipitados), seja levada para aquecimento até atingir uma temperatura em que todo o soluto solubilize-se. Em seguida, essa solução é deixada em repouso para que ela esfrie até atingir a temperatura ambiente, que é próximo de 20ºC.
Se não houver nenhuma perturbação na solução, o soluto a mais permanecerá dissolvido, constituindo, então, uma solução supersaturada. No entanto, esse tipo de solução é muito instável, e qualquer movimento brusco pode fazer com que a quantidade acima do coeficiente de solubilidade para aquela temperatura cristalize-se. Desse modo, a solução que era supersaturada passará a ser saturada com corpo de fundo.
Um último caso é a solução insaturada, que é quando a quantidade de soluto dissolvida é menor que o valor do coeficiente de solubilidade. Um exemplo é a dissolução de 10 g de NaCl em 100 g de água a 20ºC.
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
O coeficiente de solubilidade do sal de cozinha em água é de 36 g em 100 g de água a 20ºC
1.2: SOLUTO E SOLVENTE
Os componentes de uma solução são o soluto e o solvente. O soluto é a substância dissolvida, já o solvente é a substância que o dissolve.
As soluções químicas são misturas ou dispersões homogêneas. A sua formação depende de dois constituintes principais, o soluto e o solvente.
· Soluto
O soluto, que é considerado o dispersor, pode ser definido como a substância dissolvida, ou seja, a que se distribui no interior de outra substância na forma de pequenas partículas. Essas partículas devem apresentar o diâmetro de até 1 nanômetro (1nm = 10-9 metros), o que significa que, mesmo com um ultramicroscópio, somente uma única fase ao longo de toda a solução é vista.
Além disso, em razão do tamanho das partículas dispersas, essas misturas não podem ser separadas por meio de técnicas físicas, como a filtração, a decantação e a centrifugação, mas somente por meio de técnicas químicas, como a destilação. Assim, as partículas não se sedimentam com o passar do tempo, mas ficam suspensas ao longo de toda a sua extensão.
· Solvente
O solvente é a substância chamada de dispersante, ou seja, é a que permite que o soluto distribua-se em seu interior.
Exemplos de solutos e solventes
Um exemplo de solução bem simples que ajuda na compreensão do papel do soluto e do solvente é uma mistura de água e sal. Quando o sal está separado, nós visualizamos seus cristais, mas, ao adicioná-lo à água, ele “some”, ou seja, distribui-se na água. Suas estruturas são separadas e ficam de um tamanho tão pequeno que não é possível visualizá-las. Desse modo, concluímos que o sal é o soluto, e a água é o solvente.
A água é chamada, muitas vezes, de solvente universal, pois uma grande quantidade de substâncias dissolve-se nela, mas nem sempre ela é o solvente. A gasolina usada atualmente, por exemplo, contém cerca de 25% de etanol (álcool) dissolvido nela, ou seja, nesse caso, o soluto é o álcool e o solvente é a gasolina. Esse fato também evidencia que geralmente o solvente está em maior quantidade que o soluto, apesar disso não ser uma regra geral.
Além disso, os solutos que se dissolvem na água são polares, assim como a água. Por outro lado, os solutos apolares dissolvem-se apenas em solventes apolares. Essa é uma regra conhecida como “semelhante dissolve semelhante”. É por isso que o óleo (apolar) não se dissolve na água (polar).
Classificações das soluções quanto ao tipo de soluto dissolvido
Dependendo do tipo de soluto que está dissolvido no solvente, a solução formada pode ser eletrolítica (conduz corrente elétrica) ou não eletrolítica (não conduz corrente elétrica).
a) Solução eletrolítica
A solução eletrolítica também é chamada de solução iônica porque apresenta íons (espécies químicas com cargas elétricas que são responsáveis por conduzir corrente elétrica). Para formar esse tipo de solução, o soluto pode ser iônico, isto é, formado por íons, ou molecular e sofrer ionização.
Um exemplo de soluto iônico é o sal de cozinha (NaCl). Ao ser colocado na água, ele tem o seu ânion Cl- atraído pela parte positiva da água (H+), enquanto seu cátion Na+ é atraído pela parte negativa da água (oxigênio). Após essa separação, esses íons ficam dispersos, o que configura o fenômeno chamado de dissociação iônica.
Dissociação iônica do sal na água
Um exemplo de soluto molecular é o HCl, cuja fórmula é formada por uma ligação covalente ou por um compartilhamento de um par de elétrons entre o H e o Cl, o que significa que não há íons. Todavia, ao entrar em contato com a água, ele reage e forma os íons H+ e Cl-.
b) Solução não eletrolítica
No entanto, vale ressaltar que as soluções não eletrolíticas ou moleculares são formadas unicamente pela dissolução de solutos moleculares que não reagem com a água.
É o caso do açúcar (sacarose – C12H22O11) quando dissolvido em água. Inicialmente os seus cristais estão muito agrupados, mas, em água, eles separam-se até ficarem imperceptíveis. Porém, suas moléculas não se rompem e continuam sendo C12H22O11. Como não há íons, a solução não conduz eletricidade.
Uma solução não precisa necessariamente possuir somente um soluto, mas podem haver vários solutos dispersos em um único solvente. Um exemplo é a água mineral, que possui diversos sais dissolvidos nela.
 
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
Na imagem acima, o açúcar é o soluto e a água é o solvente
1.3: SOLUBILIDADE E CURVAS DE SOLUBILIDADE
Ao preparar uma solução, isto é, ao dissolver um soluto em um dado solvente, as moléculas ou os íons do soluto separam-se, permanecendo dispersos no solvente.
Podemos estabelecer uma relação entre diferentes solutos e as características de suas soluções aquosas por meio de experimentos bem simples, feitos à mesma temperatura. Observe as situações a seguir:
A)
B)
Ao observarmos as soluções A e B, notamos que o sal é menos solúvel que o açúcar e, partindo desse fato, podemos generalizar:
Solução saturada: é a que contém a máxima quantidade de soluto em uma dada quantidade de solvente, a determinada temperatura; a relação entre a quantidade máxima de soluto e a quantidade de solvente é denominada coeficientede solubilidade. Exemplo: A quantidade máxima de sal (NaCl), que se dissolve em 100 g de H2O a 20ºC, é 36 g; a solução é denominada saturada.
Uma solução com quantidade de soluto inferior ao coeficiente de solubilidade é denominada solução não-saturada ou insaturada.
1.4: CONCENTRAÇÃO EM MOL/L OU MOLARIDADE
A molaridade, ou concentração em quantidade de matéria (mol/L), é a relação entre a quantidade de matéria do soluto (n1) e o volume da solução em litros (V).
A concentração em quantidade de matéria é a relação entre a quantidade de matéria do soluto, medida em mol (n1), e o volume da solução em litros (V). Essa concentração é medida em mol por litro (mol/L).
Consideremos o suco gástrico que nosso estômago produz com a finalidade de realizar o processo de digestão. Na realidade, trata-se de uma solução de ácido clorídrico (HCl) em uma concentração de 0,01 mol/L. Isso significa que, para cada litro de suco gástrico, há 0,01 mol de HCl.
A concentração em quantidade de matéria é muitas vezes chamada por alguns autores de concentração molar ou molaridade, mas os termos corretos são “concentração em mol/L” ou“concentração em quantidade de matéria”. Além disso, essa concentração é a mais recomendada pelo Sistema Internacional de Unidades (SI) e pela União Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC); portanto, ela é a mais usada em laboratórios e indústrias químicas.
Mapa Mental: Unidade de Concentração em Mol/L
Fórmulas utilizadas na molaridade
A fórmula matemática usada para calcular essa concentração é dada por:
Em muitos casos, não é fornecido o valor da quantidade de matéria do soluto, mas, sim, a sua massa expressa em gramas (m1). Nesses casos, temos que a quantidade de matéria do soluto em mols (n1) pode ser conseguida pela divisão da massa do soluto pela massa molar do próprio soluto, conforme a fórmula a seguir:
Substituindo n1 na equação, temos:
Exemplo de cálculo de molaridade
Considere o seguinte exemplo para visualizar como é feito esse cálculo:
“Uma solução aquosa com 100 mL de volume contém 20 g de NaCl. Como proceder para expressar a concentração dessa solução em quantidade de matéria por volume?”
Resolução:
Bom, a fórmula a ser utilizada é a mesma mostrada acima, mas o volume não está em litros. Assim, devemos fazer a seguinte conversão de unidades:
1 L ------ 1000 mL
V ------ 100 mL
V = 0,1 L
Também é necessário descobrir o valor da massa molar do sal NaCl. Para tal, é preciso saber os valores das massas atômicas de ambos os elementos e realizar o cálculo da massa molar , que é ensinado no texto “Massa Molar e Número de Mol”:
M (NaCl) = 1 . 23 + 1 . 35, 46
M (NaCl) = 58,46 g/mol
Agora podemos substituir todos os valores na fórmula e descobrir o valor da concentração em mol/L:
m =    n1   
       M1.V
M =      20     
       58,46.0,1
M = 3,4 mo/L
*Mapa Mental por Me. Diogo Lopes
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
A molaridade é a forma mais utilizada para expressar a concentração das soluções
1.5: DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
A diluição de soluções ocorre quando acrescentamos solvente (geralmente a água) a alguma solução, com isso o volume da solução aumenta e sua concentração diminui, porém a massa do soluto permanece inalterada. Isso é feito, por exemplo, quando diluímos um produto de limpeza antes de usá-lo.
Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Como, por exemplo, uma solução de sal (soluto) dissolvida em água (solvente).
Principalmente em laboratórios químicos e em indústrias, esse processo é muito importante, porque o químico precisa preparar soluções com concentrações conhecidas. Além disso, em atividades experimentais são utilizadas soluções com concentrações bem baixas, assim, uma amostra da solução concentrada é diluída até a concentração desejada.
No dia a dia, várias vezes, até sem perceber, realizamos o processo de diluição de soluções. Por exemplo, a embalagem de produtos de limpeza e higiene doméstica, como desinfetantes, orienta que eles sejam diluídos antes de sua utilização. Alguns fabricantes sugerem nos rótulos do produto que ele seja diluído em água na proporção de 1 para 3, ou seja, para cada parte do produto, devem-se acrescentar 3 partes de água. Isso é feito, pois o produto é muito concentrado e forte, podendo danificar o local onde será aplicado se não for diluído da maneira certa. Por outro lado, se diluir mais do que deveria, pode-se perder dinheiro, porque o produto não atingirá o resultado desejado.
Outro exemplo é ao fazermos sucos. Os rótulos de muitos sucos concentrados indicam que um copo desse suco deve ser diluído ou misturado a 5 copos de água. Assim, o suco fica “mais fraco”, isto é, menos concentrado.
Imagine que se diluiu um suco desses em 3 L de água. Se a concentração inicial do suco era de 40g/L, significa que tinha uma massa de 40 g para cada litro do solvente. Mas como teremos 3 L, a massa será dividida por 3 e a concentração será então de aproximadamente 13, 33 g/L, ou 13 gramas para cada litro de solução. Porém, na solução inteira ainda permanece a massa do soluto de 40g.
O cálculo dessa nova concentração pode ser feito da seguinte maneira:
	
Onde os índices i e f representam, respectivamente, os valores iniciais e finais. Como o valor de m1 não mudou, podemos igualar as equações:
Ci . vi   = Cf . vf
Substituindo os valores que temos, de acordo com o exemplo anterior, observe:
Solução inicial:
Ci: 40g/L
m1: 40g
vi: 1L
Solução final:
Cf: ?
m1: 40g
vf: 3L
Ci . vi   = Cf . vf
(40 g/L) . (1 L) = Cf . 3L
Cf = 40 g /L
             3
Cf = 13,333 g/L
O mesmo raciocínio é válido também para a concentração molar (M) e para a porcentagem em massa de soluto ou título (T):
Mi . vi   = Mf . vf             e              Ti . vi   = Tf . vf
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola
A partir de uma solução de concentração conhecida, um químico consegue obter outras soluções de concentrações diferentes, através de sua diluição.
1.6: TITULAÇÃO
A titulação, também conhecida como titulometria, é um método realizado em laboratório e pode determinar a concentração de uma solução.
A titulometria, ou titulação, é um método de análise quantitativa que determina a concentração de uma solução. Dosar uma solução é determinar a sua quantidade por intermédio de outra solução de concentração conhecida.
Essa é uma operação feita em laboratório e pode ser realizada de várias maneiras. A titulação ácido-base é importante para análises em indústrias e é divida em:
· Acidimetria: determinação da concentração de um ácido;
 
· Alcalimetria: determinação da concentração de uma base;
 
· Indicadores ácido-base: Substâncias que mudam de cor na presença de ácidos ou de bases.
Os indicadores mais usados em laboratórios são:
	Indicador
	Meio Ácido
	Meio Básico
	Tornassol
	róseo
	azul
	Fenolftaleína
	incolor
	vermelho
	Alaranjado de metila
	vermelho
	amarelo
	Azul de bromotimol
	amarelo
	azul
O papel tornassol vermelho é o indicador que em contato com um ácido torna-se róseo, e com uma base torna-se azul.
O indicador Fenolftaleína: solução que em meio ácido torna-se incolor e em meio básico torna-se vermelha.
Alaranjado de metila é uma solução que no ácido fica vermelha e na base fica amarela.
O azul de bromotimol é uma solução indicadora que em contato com ácido torna-se amarela, e com base torna-se azul.
Esquema da Titulação
Os equipamentos usados habitualmente em uma titulação são uma bureta e um erlenmeyer, representados na figura a seguir:
Ao abrir a torneira da bureta, começará a reação entre o ácido e a base. A titulação termina quando é evidenciada a mudança de cor da solução do erlenmeyer.
 A coloração obtida indica se o meio é ácido ou básico, o que depende do tipo de indicador utilizado (observe no quadro de indicadores acima mencionado).
Por Líria Alves
Graduada em Química
A titulação é um método realizado em laboratório.
2.ELETROQUÍMICA
A eletroquímica é o ramo da química que estuda as pilhas, as baterias e as eletrólises.
A Eletroquímica é o campo de pesquisas que estuda as relaçõesexistentes entre reações de oxidorredução e corrente elétrica. Essa área divide-se basicamente em dois ramos opostos:
· Pilhas e baterias: essa área estuda a transformação de energia química em energia elétrica. Nesses dispositivos, reações de oxirredução, em que há transferências de elétrons, produzem correntes elétricas que são utilizadas para fazer determinados equipamentos funcionarem. Esse é um processo espontâneo.
· Eletrólise: estuda como a energia elétrica é transformada em energia química. A passagem de corrente elétrica vinda de algum gerador (como uma pilha ou bateria), por um sistema líquido, produz reações de oxirredução. Visto que a corrente elétrica precisa ser fornecida, esse processo não é espontâneo.
Em nossa sociedade, as interações entre eletricidade e transformações químicas tornam-se cada vez mais importantes, pois proporcionam um desenvolvimento da tecnologia, de descobertas de fontes de energia, de questões ligadas à Medicina, do bem-estar e comodidade para as pessoas e assim por diante. Por isso, não deixe de ler os textos desta seção e conferir o quanto a Eletroquímica é essencial para as nossas vidas.
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
O estudo da eletroquímica envolve processos com transferência de elétrons, tais como pilhas, baterias e eletrólises
2.1:OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
Na reação de oxidação ocorre a perda de elétrons, enquanto a reação de redução consiste em ganhar elétrons.
A Oxidação pode ocorrer em três circunstâncias: quando se adiciona oxigênio à substância, quando uma substância perde hidrogênio ou quando a substância perde elétrons. Exemplo: as saladas de frutas tendem a se escurecer quando entram em contato com o ar, isso porque o oxigênio age promovendo a oxidação das frutas. Uma dica para que isso não ocorra é adicionar suco de limão ou laranja, pois a vitamina C presente nas frutas cítricas impede a ação oxidante do oxigênio sobre a salada.
A Redução, por sua vez, é o inverso e ocorre também de três maneiras: quando uma substância perde oxigênio, quando ganha hidrogênio ou quando ganha elétrons. Exemplo: quando o óxido de cobre (negro) é colocado em aparelhagem apropriada (câmara) para que ocorra sua redução, o gás hidrogênio entra em contato com o óxido de cobre super aquecido e, como resultado, ele perde oxigênio e vai aos poucos se tornando rosa, pois está sendo reduzido a cobre.
Reação de Óxidorredução: sabe-se que oxidação e redução ocorrem juntas na mesma reação química. Esse fenômeno recebe o nome de Reação redox ou Óxidorredução. Óxidorreduções são reações que transferem elétrons entre substâncias fazendo com que o número de oxidação (nox) de uma substância aumente enquanto o nox de outra substância diminui. Esse processo não deve ser confundido com as ligações iônicas (em que há transferência de elétrons de uma substância a outra) e sim como um processo de oxidação de uma substância e a redução de outra. Podemos dizer então que em uma reação a substância que perde elétrons e sofre oxidação é designada agente redutor enquanto a substância que ganha elétrons e sofre redução é designada agente oxidante.
Algumas dessas reações são muito úteis para a indústria. O ferro, por exemplo, é extraído pela combinação do minério de ferro com o monóxido de carbono (CO), num alto-forno. Nessa reação, o minério perde oxigênio para formar o ferro (Fe) e o CO recebe oxigênio para formar o CO2 (dióxido de carbono). A ferrugem é um dos resultados de uma reação redox, na qual o ferro se oxida e forma o óxido de ferro (ferrugem), e o oxigênio do ar é reduzido.
Outro exemplo de reação redox é o da prata em contato com o ar. Os objetos de prata tendem a perder seu aspecto brilhante com o passar do tempo, se tornando embaçados e com coloração escura. Esse fato ocorre porque os átomos de prata da superfície do objeto reagem com outras substâncias, como o oxigênio. Dizemos então que a prata se oxidou, ou seja, passou por uma reação de óxidorredução.
Por Líria Alves
Graduada em Química
Objetos de Prata tendem a se oxidar
2.2: CONCEITO DE NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)
O número de oxidação de compostos iônicos é a sua própria carga, já no caso dos moleculares é uma carga teórica que o elemento adquire ao romper sua ligação covalente.
Para os compostos iônicos, o Número de Oxidação (Nox) representa a própria carga que o íon adquire ao realizar a ligação iônica. Por exemplo, o cloreto de sódio é um composto iônico, formado quando o sódio perde um elétron para o cloro; assim, o sódio se torna um cátion com carga elétrica de +1, e o cloro um ânion com carga -1. Esses valores constituem seus respectivos Nox.
No entanto, os compostos moleculares não perdem nem recebem elétrons, portanto, o seu Nox é considerado como a carga elétrica teórica que o elemento adquiriria se a ligação covalente fosse rompida e o par de elétrons ficasse com o elemento mais eletronegativo. Por exemplo, no caso do ácido clorídrico (HCl), o cloro é o elemento mais eletronegativo, assim ele atrairia mais fortemente para si o par de elétrons compartilhado com o hidrogênio. Desse modo, teremos que o Nox do cloro será -1 (porque ele ficou com um elétron a mais que era do hidrogênio) e o do hidrogênio é igual a +1 (porque o hidrogênio perdeu um elétron para o cloro).
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Assim, podemos fazer a seguinte definição:
No caso dos íons simples, o Nox equivale à sua própria carga elétrica. Por exemplo:
O2-: Nox = -2
Cl-: Nox = -1
Na+: Nox = +1
Fe2+: Nox = +2
Al3+: Nox = +3
Por fim, no caso de um elemento ou de substâncias simples, que são aquelas compostas de átomos de apenas um tipo de elemento, temos que o Nox é igual a zero. Alguns exemplos e substâncias assim são: O2, N2, H2, He, etc.
Além disso, o Nox indica a tendência que o elemento tem de se oxidar ou reduzir, pois quando ocorre a oxidação (perda de elétrons), o Nox aumenta. Já no caso da redução (ganho de elétrons), ocorre o contrário, o Nox diminui. Para visualizar esse caso, observe a reação de oxirredução de formação do gás carbônico abaixo:
 0                0                  +4-2
Cn(s) + n O2(g) → n CO2(g)
Observe que por serem um elemento (C) e uma substância simples (O2), os Nox dos reagentes eram iguais a zero. Porém, depois da reação, o carbono sofreu oxidação, assim, observe como seu Nox aumentou (de 0 para +4). Já o oxigênio sofreu redução, portanto, seu Nox diminuiu, indo de 0 para -2.
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
Nas pilhas ocorrem reações de oxirredução, sendo que o número de oxidação dos elementos aumenta se ocorrer uma oxidação; e diminui no caso de reduções
2.3: PILHAS
As pilhas são dispositivos que possuem dois eletrodos e um eletrólito onde ocorrem reações de oxirredução espontâneas que geram corrente elétrica.
Toda pilha é um dispositivo em que ocorre uma reação espontânea de oxidorredução que gera corrente elétrica, que, por sua vez, é aproveitada para fazer algum equipamento funcionar.
Esses dispositivos receberam esse nome porque a primeira pilha a ser criada foi inventada por Alessandro Volta, no ano de 1800, e era formada por discos de zinco e cobre separados por um algodão embebido em salmoura. Tal conjunto era colocado de forma intercalada, um em cima do outro, empilhando os discos e formando uma grande coluna. Como era uma pilha de discos, começou a ser chamada por esse nome.
As pilhas são sempre formadas por dois eletrodos e um eletrólito. O eletrodo positivo é chamado de cátodo e é onde ocorre a reação de redução. Já o eletrodo negativo é o ânodo e é onde ocorre a reação de oxidação. O eletrólito é também chamado de ponte salina e é a solução condutora de íons.
Para você entender como isso gera corrente elétrica, veja o caso de uma das primeiras pilhas, a pilha de Daniell, em que havia um recipiente com uma solução de sulfato de cobre (CuSO4(aq)) e, mergulhada nessa solução, estava uma placa de cobre. Em outro recipiente separado, havia uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4(aq)) e uma placa de zinco mergulhada. As duas soluções foram ligadas por uma ponte salina, queera um tubo de vidro com uma solução de sulfato de potássio (K2SO4(aq)) com lã de vidro nas extremidades. Por fim, as duas placas foram interligados por um circuito externo, com uma lâmpada, cujo acendimento indicaria a passagem de corrente elétrica:
O que acontece é que o zinco tem maior tendência de se oxidar, isto é, de perder elétrons, por isso, o zinco metálico da lâmina funciona como o eletrodo negativo, o ânodo, onde ocorre a oxidação: Zn( s)   ↔  Zn2+(aq) + 2 e-. Os elétrons perdidos pelo zinco são transportado pelo circuito externo até o cobre, gerando a corrente elétrica que liga a lâmpada. Os íons cobre da solução recebem os elétrons (reduzem-se) e transformam-se em cobre metálico que se deposita sobre a lâmina de cobre. Isso significa que esse é o eletrodo positivo, cátodo, onde ocorre a redução: Cu2+(aq) + 2 e- ↔  Cu( s).
As pilhas atuais possuem esse mesmo princípio de funcionamento, em que um metal doa elétrons para outro, por meio de uma solução condutora, e é produzida a corrente elétrica. A diferença é que as pilhas usadas hoje são secas, porque não utilizam como eletrólito uma solução líquida, como ocorre na pilha de Daniell.
Hoje existe uma diversidade muito grande de pilhas que são vendidas comercialmente. Entre elas as mais comuns são as pilhas ácidas (de Leclanché) e as pilhas alcalinas.
Ambas possuem o zinco como o eletrodo negativo; já como polo positivo, há uma barra de grafita instalada no meio da pilha envolvida por dióxido de manganês (MnO2), carvão em pó (C) e por uma pasta úmida. A diferença é que, na pilha ácida, usa-se na pasta úmida o cloreto de amônio (NH4Cl) e cloreto de zinco (ZnCl2) – sais de caráter ácido – além de água (H2O). Já na pilha alcalina, usa-se o hidróxido de potássio (KOH), que é uma base.
As pilhas de Leclanché são mais indicadas para equipamentos que requerem descargas leves e contínuas, como controle remoto, relógio de parede, rádio portátil e brinquedos. Já as pilhas alcalinas dispõem de 50 a 100% a mais de energia que uma pilha comum do mesmo tamanho, sendo indicadas para equipamentos que exigem descargas rápidas e mais intensas, tais como rádios, tocadores de CD/DVD, MP3 portáteis, lanternas, câmeras fotográficas digitais etc.
Saiba mais sobre quais são os eletrólitos e eletrodos usados nessas e em outros tipos de pilhas, bem como para que tipos de equipamentos elas são mais recomendadas, lendo os artigos relacionados mais abaixo.
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
As pilhas atuais são bem diferentes das primeiras pilhas inventadas, mas o princípio de funcionamento continua o mesmo
2.4CORROSÃO DOS METAIS
O processo de corrosão dos metais se dá em virtude das reações de oxidorredução entres esses e outros agentes naturais como o oxigênio presente no ar. O potencial de redução desses metais costuma ser menor do que o oxigênio e por isso eles cedem seus elétrons, oxidando-se.
A corrosão dos metais é um processo natural em que o metal é deteriorado por meio de reações de oxidorredução entre ele e agentes naturais, principalmente o oxigênio do ar.
Esse processo causa grandes prejuízos econômicos e sociais, pois traz danos às estruturas de edifícios, carros, pontes, navios, etc. Além de as pessoas perderem alguns de seus bens materiais, torna-se necessário que a indústria produza mais desses metais apenas para substituir os que foram danificados. Por exemplo, no caso do ferro, a ferrugem provoca a perda de bilhões de dólares no mundo inteiro; 20% do ferro é produzido para substituição.
A corrosão ocorre porque os metais, com exceção do ouro e da platina, possuem potenciais de oxidação maiores que os do oxigênio. Dessa forma, eles perdem elétrons para o oxigênio presente no ar. Veja como isso se dá, por exemplo, na ferrugem do ferro, principalmente em lugares úmidos, como no litoral:
Ânodo:                              2 Fe(s) →  2Fe2+ + 4e-   
Cátodo:             O2 + 2 H2O + 4e- → 4 OH-____
Reação global: 2 Fe + O2 + 2 H2O → 2 Fe (OH)2
Observe que o ferro é oxidado, perdendo dois elétrons cada e outro fator é a presença de água. Ela acelera o processo de corrosão porque em sua presença formam-se íons que conduzem melhor os elétrons. Posteriormente, o Fe (OH)2 é oxidado formando a ferrugem:  Fe (OH)3 ou Fe2O3.3H2O.
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola
Vários objetos são danificados regularmente pela corrosão dos metais, causando grande perda econômica e social
2.5: ELETRÓLISE
Eletrólise é um método físico-químico de produção de substâncias simples e compostas por meio de descarga elétrica em compostos fundidos ou dissolvidos em água.
Eletrólise é um processo não espontâneo, isto é, que não ocorre naturalmente, em que se formam substâncias por meio de descarga elétrica em compostos fundidos ou dissolvidos em água. Nesse processo, uma corrente elétrica chega até um recipiente de vidro (cuba eletrolítica) que possui dois eletrodos inertes (que não sofrem nem oxidação nem redução) formados por grafita ou platina. Esses eletrodos estão conectados a uma fonte elétrica (geralmente uma bateria) e mergulhados em um sal ou uma base fundida ou dissolvida em água. Assim como a pilha, a eletrólise apresenta um cátodo (onde ocorre a redução) e um ânodo (onde ocorre a oxidação).
Resumo
· Eletrólise é um processo não espontâneo;
· Podem ser formadas substâncias simples ou compostas;
· Pode ocorrer com um soluto fundido (eletrólise ígnea);
· Pode ocorrer com um soluto dissolvido em água (eletrólise aquosa);
· Um cátion sempre sofre redução no cátodo;
· Um ânion sempre sofre oxidação no ânodo.
Veja também: Obtenção de alumínio a partir da eletrólise
Representação dos componentes de uma cuba eletrolítica
 
Tipos de eletrólise
 
→ Eletrólise ígnea
É uma eletrólise que ocorre quando a descarga elétrica é realizada sobre um composto iônico fundido. O composto iônico é aquele formado por ligação iônica, como um sal ou uma base inorgânica. Quando falamos em composto fundido, por sua vez, referimo-nos ao composto que passa do estado sólido para o estado líquido.
- Exemplo de eletrólise ígnea
Quando realizamos a fusão do cloreto de potássio (KCl), esse sal sofre o processo de dissociação, liberando o cátion potássio (K+) e o ânion iodeto (l-).
Equação de dissociação do cloreto de potássio
Quando a corrente elétrica chega à cuba eletrolítica com esses íons, o cátion potássio sofre redução, formando potássio metálico (K), e o ânion iodeto sofre oxidação, formando o iodo sólido (I2).
Equação de formação do potássio sólido
Equação de formação do iodo sólido
→ Eletrólise aquosa
É uma eletrólise que ocorre quando a descarga elétrica é realizada sobre uma solução aquosa (possui água) formada por um sal ou uma base inorgânica.
- Exemplo de eletrólise aquosa
Quando dissolvemos o cloreto de sódio em água, ele sofre dissociação, e a água sofre ionização:
Equações de ionização da água e dissociação do cloreto de sódio
Como o cátion sódio (Na+) pertence à família IA, o cátion hidrônio (H+) passa pela descarga e sofre redução, formando o gás hidrogênio (H2).
Equação de formação do gás hidrogênio
Como o cloreto (Cl-) não é oxigenado (não possui oxigênio) e não é o fluoreto (F-), ele sofre descarga, oxidando-se e formando o gás cloro (Cl2).
Equação de formação do gás cloro
Descarga seletiva de íons
Durante um processo de eletrólise em meio aquoso (solução formada por água e um soluto), sempre teremos dois cátions: o hidrônio, proveniente da água, e um outro qualquer, proveniente da dissociação do sal (um exemplo de soluto). Também teremos dois ânions: a hidroxila, proveniente da água, e um outro qualquer, proveniente do sal.
Íons provenientes da ionização da água e da dissociação do sal
- Descarga seletiva para cátions e ânions
· Se o cátion proveniente do soluto pertencer à família IA, IIA ou IIIA, o hidrônio (H+) sofrerá redução;
· Se o cátion proveniente do soluto não pertencer às famílias citadas acima, ele sofrerá a redução.
· Se o ânion proveniente do soluto apresentar oxigênio em sua composição ou for um fluoreto (F-), o hidróxido (OH-)sofrerá a oxidação;
· Se o ânion proveniente do soluto não apresentar as características acima, ele sofrerá a oxidação.
Eletrólise da água
Sabe-se que a água apresenta a capacidade de se autoionizar, produzindo os íons hidrônio (H+) e hidróxido (OH-), mas essa ionização é bem limitada. Esse fato é comprovado pela ineficiência da água pura em conduzir corrente elétrica.
Como a eletrólise envolve descarga elétrica, para realizar a eletrólise da água, é necessária a dissolução de um soluto, o qual favorece a descarga seletiva do hidrônio e do hidróxido (como foi visto no tópico sobre descarga seletiva).
Se adicionarmos na água o sulfato de sódio (Na2SO4), por exemplo, teremos no meio os cátions sódio (Na+) e hidrônio (H+), bem como os ânions hidróxido (OH-) e sulfato (SO4-2). Assim, quando a corrente elétrica chegar na cuba eletrolítica:
· o hidrônio sofrerá descarga, reduzindo-se, pelo fato de o sódio pertencer à família IA;
Equação de formação do gás hidrogênio
· o hidróxido sofrerá descarga, oxidando-se, pelo fato de o sulfato apresentar oxigênio em sua composição.
Equação de formação do gás oxigênio
Como os dois íons (cátion e ânion) provenientes da água sofreram descarga, dizemos que ocorreu a eletrólise da água.
Veja também: Aspectos quantitativos da eletrólise
Aplicações da eletrólise
· Produção de substâncias simples, como o gás hidrogênio (H2), gás oxigênio (O2) etc.;
· Produção de substâncias compostas, como o hidróxido de sódio (NaOH), ácido sulfúrico (H2SO4) etc;
· Revestimento de uma peça com um determinado metal, como o cobre (cobreação) e o ouro (banho de ouro);
· Utilização para retirar um determinado metal do seu minério.
Exercícios resolvidos sobre eletrólise
Exemplo 1 - (Vunesp) Uma solução aquosa de CuCℓ2 é submetida a uma eletrólise, utilizando-se eletrodos de platina. A afirmação correta é:
a) No cátodo ocorre redução do íon Cu2+.
b) No ânodo ocorre oxidação do íon Cu2+.
c) No cátodo ocorre formação de cloro gasoso.
d) Parte do ânodo de platina dissolve-se, formando Pt2+.
e) Os produtos dessa eletrólise seriam diferentes se a eletrólise do CuCl2 fosse ígnea (fusão).
 
a) Correta. Quando o CuCl2 é dissolvido em água, passamos a ter os cátions hidrônio (H+) e cobre II (Cu+2). Como o cátion cobre II não pertence às famílias IA, IIA e IIIA, ele sofre redução.
b) Falso, pois no ânodo ocorre a oxidação do ânion cloreto (Cl-), o qual não apresenta oxigênio em sua composição e não é o fluoreto (F-).
c) Falso, pois no cátodo ocorre a redução do cátion cobre II, logo, há a formação do metal cobre.
d) Falso, pois eletrodos de platina ou grafita na eletrólise apenas conduzem a eletricidade, não participam do processo.
e) Falso, pois a eletrólise ígnea do cloreto de cobre II (CuCl2) apresentaria exatamente os mesmos produtos da aquosa, pois os íons presentes seriam o cobre II (Cu+2) e o cloreto (Cl-1).
Exemplo 2- (UFRN) Considere os seguintes sistemas:
I. Cloreto de sódio fundido;
II. Solução aquosa de cloreto de sódio;
III. Hidróxido de sódio fundido;
IV. Solução aquosa de hidróxido de sódio.
Os que podem fornecer sódio, quando submetidos à eletrólise, são:
a) apenas I e II.
b) apenas I e III.
c) apenas II e IV.
d) apenas III e IV.
e) I, II, III e IV.
Os sistemas que fornecem sódio metálico como produto no cátodo são o I e III.
I- O único cátion presente no meio é o cátion sódio, logo, apenas ele pode reduzir, formando sódio metálico.
II- Esse sistema não fornece sódio metálico porque o cloreto de sódio foi dissolvido em água, logo, no meio temos a presença dos cátions sódio (Na+) e hidrônio (H+) - este que é quem sofre a redução, pois o sódio é da família IA.
III- O único cátion presente no meio é o cátion sódio (pelo fato de o material ter sido submetido a uma fusão), logo, apenas ele sofrer redução, formando sódio metálico;
IV- Esse sistema não fornece sódio metálico porque o hidróxido de sódio foi dissolvido em água, logo, no meio temos a presença dos cátions sódio (Na+) e hidrônio (H+) - este que é quem sofre a redução, pois o sódio é da família IA.
Por Me. Diogo Lopes Dias
 
A cromagem de uma roda é um exemplo de aplicação da eletrólise.
3: EQUILÍBRIO QUÍMICO
Equilíbrio químico é o estudo do comportamento e das características de reações reversíveis, ou seja, daquelas que apresentam velocidade igual para reações diretas e inversas.
Equilíbrio químico é o nome dado ao ramo da Físico-Química que estuda toda e qualquer reação reversível, na qual existem duas reações possíveis, uma direta (em que os reagentes transformam-se em produtos) e uma inversa (em que os produtos transformam-se em reagentes). Essas reações apresentam a mesma velocidade.
Equação que representa uma reação que possui equilíbrio químico.
1- Resumo de equilíbrio químico
· Velocidade da reação direta é sempre igual à da inversa.
· Graficamente, é detectado quando as curvas passam a ser constantes em relação ao eixo y.
· Podem ter participantes gasosos, líquidos, aquosos ou sólidos.
· Pode ser calculado em relação à concentração (mol/L), à pressão parcial ou ao número de íons.
· De acordo com o estudo da quantidade de cátions hidrônio e hidróxido, os meios podem ser classificados em ácidos, básicos ou neutros.
· Quando envolve a dissolução de um sal em água, a constante de equilíbrio passa a envolver a hidrólise salina.
· Se a solução é formada por ácido ou base fraca, juntamente com um sal, forma-se uma solução-tampão.
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2- Introdução sobre equilíbrio químico
Toda reação química possui uma velocidade. No caso das reações reversíveis, a reação direta tem a sua, enquanto a indireta tem a dela. O processo só entrará em equilíbrio químico quando as duas velocidades tornarem-se absolutamente iguais.
Representação das velocidades das reações de um processo reversível.
3- Condições para ocorrência de um equilíbrio químico
Conforme exposto, um equilíbrio químico só ocorrerá:
· Se a reação for reversível;
· Quando a velocidade da reação direta for igual à da reação inversa;
· Se a reação ocorrer em ambiente fechado (no caso de gases).
Mapa mental: Equilíbrio químico
4- Gráfico de equilíbrio químico
O gráfico de equilíbrio químico apresenta sempre as mesmas variáveis: tempo, no eixo x, e concentração em mol/L, no eixo y. Qualquer curva descendente pertence a um reagente, e qualquer curva ascendente pertence a um produto.
Variáveis de um gráfico de equilíbrio químico.
Identificamos uma situação de equilíbrio quando as curvas presentes no gráfico tornam-se horizontais em relação ao eixo da concentração.
Situação de equilíbrio em um gráfico.
5- Exemplos de equilíbrios químicos
Abaixo, seguem exemplos de equilíbrios químicos:
Exemplo 1: Equilíbrio gasoso.
Exemplo 2: Equilíbrio com participante sólido.
Exemplo 3: Equilíbrio com participante dissolvido em água (meio aquoso).
Exemplo 4: Equilíbrio com participante líquido.
6- Constante de equilíbrio químico em termos de concentração
Constante de equilíbrio em termos de concentração (mol/L) ou simplesmente Kc é a relação estabelecida entre as concentrações molares de produtos e de reagentes presentes em uma reação elevadas aos seus respectivos expoentes.
Observe o seguinte equilíbrio:
O Kc desse equilíbrio terá no numerador a multiplicação entre as concentrações dos produtos (C e D). No denominador, teremos a multiplicação entre as concentrações dos reagentes (A e B). Todos as concentrações deverão ser elevadas aos seus respectivos coeficientes estequiométricos (a, b, c, d).
Agora, observe o equilíbrio com participantes gasosos abaixo:
A expressão da constante de equilíbrio (Kc) para essa reação será:
Expressão do Kc do equilíbrio.
Obs.: os participantes no estado sólido são sempre constantes, por isso, não participam da expressão do Kc.
Como o Al2O3 e o Al são sólidos, não entrarão na expressão do Kc. Em suas posições, colocamos o número 1.
Exemplo: Em determinadas condições de temperatura e pressão, existe 0,5 mol/L de N2O4 em equilíbrio com 2,0 mols/ L de NO2, segundo a reação abaixo:
A constante de equilíbrio (Kc) desse equilíbrio, nas condiçõesda experiência, será numericamente igual a:
a) 0,125
b) 0,25
c) 1
d) 4
e) 8
Para fazermos os cálculos, colocamos os valores das concentrações de cada um dos participantes na expressão do Kc:
Kc = [NO2]2
       [N2O4]
Kc = (2)2
        0,5   
Kc = 8 mol/L
Resposta: Letra e
7- Constante de equilíbrio químico em termos de pressão
A constante de equilíbrio em termos de pressão parcial é representada pela sigla Kp e é determinada quando pelo menos um dos componentes do equilíbrio, seja ele reagente ou produto, está no estado gasoso.
Equação de reação com componente gasoso.
Para expressar a constante Kp desse equilíbrio, seguimos o mesmo princípio da determinação do Kc, ou seja, produtos no numerador e reagentes no denominador.
Expressão do Kp do equilíbrio gasoso.
O cálculo da expressão do equilíbrio Kp segue como realizado anteriormente com o Kc. A única diferença é que utilizamos as pressões parciais dos participantes em vez de usarmos a concentração em mol/L.
8- Grau de equilíbrio
Representado pela sigla α, o grau de equilíbrio indica a quantidade, em porcentagem (%), de matéria do reagente que reagiu durante a reação. Para calculá-lo, devemos utilizar a seguinte expressão:
O resultado do grau de equilíbrio deve ser sempre multiplicado por 100 para que seja transformado em porcentagem.
Exemplo: Aqueceram-se 2 mol de PCℓ5 em um recipiente fechado com capacidade de 2 L. Atingindo o equilíbrio, o PCℓ5 estava 40% dissociado em PCℓ3 e Cℓ2. Calcule a constante de equilíbrio.
A equação que representa o equilíbrio é:
O enunciado indica que foram adicionados 2 mol de PCl5 em um recipiente de 2L. Logo, sua concentração é de 1 mol/L.
Se, inicialmente, havia 1 mol/L, e 40% (0,4) dele foi dissociado:
α = Concentração que reagiu
        Concentração inicial
0,4 = Concentração que reagiu
                        1             
Concentração que reagiu = 0,4 mol/L
De acordo com a equação, a estequiometria dela é de 1:1:1. Logo, o que reage é o que forma no produto. Assim, foram formados 0,4 mol/L de PCl3 e 0,4 mol/L Cl2. Com relação ao PCl5 é diferente: no início tínhamos 1 mol/L e reagiu 0,4 mol/L. Logo, sobraram 0,6 mol/L.
Por fim, basta utilizarmos os valores para realizar o cálculo do Kc:
Kc = [PCl3].[Cl2]
           [PCl5]   
Kc = 0,4 . 0,4
           0,6  
Kc = 0,26 mol/L (aproximadamente)
9- Constante de ionização
A constante de ionização (representada pelas siglas Ki, Ka, Kb, Kd) é a relação estabelecida entre eletrólito (ácido ou base) dissolvido em água e os íons liberados.
Quando um ácido (HX) é dissolvido em água, sofre ionização, produzindo o cátion hidrônio (H+) e um ânion (X-) qualquer:
Equação representando a ionização de um ácido.
A expressão do Ki para esse ácido é:
Expressão do Ki para o ácido.
Obs.: quanto maior for o valor da constante, mais forte ele é.
10- Constante do produto de solubilidade
Essa constante, representada por Kps ou Ks, está relacionada com a dissolução de sais muito pouco solúveis em água. Quando um sal (YX) de baixa solubilidade está em água, uma pequena parte dele dissolve-se, dissociando-se. Forma-se, então, um equilíbrio químico entre os íons liberados e os cristais do eletrólito (sal).
Para determinar a expressão do Kps, utiliza-se apenas o produto da concentração em mol/L dos íons (cátion Y+ e ânion X-), já que a maior parte do eletrólito está no estado sólido, o qual não participa de uma constante.
Exemplo: O produto de solubilidade (Kps) do Pb(OH)2 é dado pela expressão:
a) Kps = [Pb2+][OH–]2
b) Kps = [Pb2+]2 [OH–]
c) Kps = [Pb(OH)2]
d) Kps = [Pb2+] + [OH–]2
e) Kps = [Pb2+] / [OH–]
Quando a base Pb(OH)2 é adicionada em água, forma-se o seguinte equilíbrio de dissolução:
Os íons liberados são o chumbo II (Pb+2) e o hidróxido (OH-). Na expressão do Kps, o cátion será elevado a um, por apresentar apenas uma unidade na fórmula, e o ânion será elevado ao quadrado, por apresentar duas unidades na fórmula.
Resposta: Letra c
11- Deslocamento de equilíbrio (Princípio de Le Chatelier)
De acordo com o princípio de Le Chatelier, existem três variáveis que podem perturbar um equilíbrio: temperatura, pressão e concentração. Sempre que um equilíbrio for perturbado, ele irá trabalhar de forma contrária à perturbação para criar uma nova situação de equilíbrio.
Concentração
Se a concentração de um participante diminui, o equilíbrio desloca-se para o lado dele.
Se a concentração de um participante aumenta, o equilíbrio desloca-se para o lado contrário.
Temperatura
Se a temperatura aumenta, o equilíbrio desloca-se no sentido endotérmico.
Se a temperatura diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido exotérmico.
Obs.: desses fatores, a temperatura é o único fator que modifica a constante de equilíbrio (Kc).
Pressão
Se a pressão aumenta, o equilíbrio desloca-se no sentido que apresenta menor volume.
Se a pressão diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido que apresenta maior volume.
Exemplo: Observe o seguinte equilíbrio químico:
Sobre esse equilíbrio químico, são formuladas as proposições abaixo:
I. A constante de equilíbrio pode ser designada por constante de ionização de ácido.
II. Quanto maior for a constante de equilíbrio, mais forte será o eletrólito.
III. O equilíbrio pode ser deslocado pela adição de uma base.
IV. A constante de equilíbrio independe da temperatura.
São afirmações corretas apenas:
a) I e II
b) I e III
c) I e IV
d) I, II e III
e) II, III e IV
I- Verdadeira, porque é um equilíbrio de um ácido.
II- Verdadeira, porque quanto maior a constante de equilíbrio, maior a força;
III- Verdadeira, pois a hidroxila da base tem afinidade com H+ do ácido, o que alteraria a concentração de H+ no equilíbrio.
IV- Falsa, porque a constante de equilíbrio depende da temperatura.
12- Casos particulares
Relação entre equilíbrio iônico da água e pH das soluções
A água é uma substância que sofre autoionização, ou seja, ela produz cátion hidrônio (H+) e ânion hidróxido (OH-), porém a quantidade de íons formada é muito pequena, formando o equilíbrio químico abaixo:
Equação representando a autoionização da água
Assim, sempre que tivermos uma solução aquosa, teremos o equilíbrio iônico da água. A constante de ionização da água, representada por Kw, é dada pela seguinte expressão:
Obs.: a água não aparece na expressão por ser uma constante na sua equação.
De acordo com dados experimentais, sabe-se que, em temperatura ambiente, a concentração dos íons hidrônio e hidróxido produzidos pela água é igual a 10-7 mol/L. A presença de uma substância (dissolvida) na água pode modificar a quantidade de íons hidrônio e hidróxido.
Como a grande maioria das substâncias utilizada no nosso dia a dia está dissolvida na água (soluções aquosas), a quantidade de cátions hidrônio e ânions hidróxido passou a ser uma referência para determinar a característica de um meio. Logo:
· Meio ácido ou de pH menor que 7: trata-se de um equilíbrio químico em que a concentração de hidrônio é maior que a de hidróxido.
· Meio básico ou de pH maior que 7: trata-se de um equilíbrio químico em que a concentração de hidrônio é menor que a de hidróxido.
· Meio neutro ou de pH igual a 7: trata-se de um equilíbrio químico em que a concentração de hidrônio é igual à de hidróxido.
Veja também: Indicadores de pH
Equilíbrio químico e hidrólise salina
Quando um sal é dissolvido em água, além do equilíbrio de ionização da água, passamos a ter o equilíbrio de dissociação do sal (YW libera um cátion diferente de hidrônio e um ânion diferente de hidróxido). Logo, no meio, temos dois cátions e dois ânions.
A hidrólise ocorre quando pelo menos um dos íons provenientes da água interage com um dos íons do sal (cátion com ânion), formando ácido ou base. Porém, isso só ocorre se o eletrólito (ácido ou base) a ser formado for de natureza fraca.
Veja também: Força dos ácidos
Exemplo: Em uma determinada solução aquosa de NaCl, é verificado pH = 7. Isso se deve ao fato de:
a) ocorrer apenas hidrólise do cátion Na+.
b) ocorrer apenas hidrólise do ânion Cl–.
c) não ocorrer hidrólise, porque o NaOH e HCl são eletrólitos fortes.
d) ocorrer hidrólisedo cátion e do ânion.
e) NaOH e HCl serem eletrólitos fracos
O NaCl, ao se dissolver na água, libera o cátion sódio (Na+), que é proveniente de eletrólito forte (por pertencer à família IA da tabela periódica), e o ânion cloreto (Cl-), que também é proveniente de um eletrólito forte (HCl, um dos três hidrácidos fortes).
Por isso, nesse exemplo, não ocorre hidrólise de nenhum dos íons provenientes do sal.
Resposta: Letra c
Equilíbrio químico e soluções-tampão
Sabe-se que um ácido, base ou sal, quando dissolvidos em água, sofrem dissociação, resultando em um equilíbrio iônico.
Quando um ácido fraco (que dissocia pouco), HX, é misturado com um sal (que apresenta o mesmo ânion do ácido), YX, ou quando uma base fraca (que também dissocia pouco), ZOH, é misturada com um sal (que apresenta o mesmo cátion da base), ZW, teremos a formação de uma solução-tampão.
Nesse tipo de solução, temos sempre a presença de dois equilíbrios químicos. Sua principal característica é de que esses equilíbrios não sofrem grandes perturbações nem alterações no seu pH quando recebem eletrólitos que ionizam muito, como ácidos ou bases fortes.
Um exemplo de solução-tampão é a mistura formada pelo ácido cianídrico (um ácido fraco, de fórmula HCN) e o sal cianeto de sódio (de fórmula NaCN).
13- Fórmulas utilizadas no equilíbrio químico
Além das fórmulas utilizadas para o cálculo das constantes do equilíbrio químico em termos de pressão (Kp) e concentração (Kc), temos as seguintes fórmulas:
· Para constante de ionização de um ácido (Ki ou Ka).
· Para constante de dissociação de uma base (Kd ou Kb).
· Para cálculo das constantes de ionização ou dissociação em soluções diluídas (Lei da diluição de Ostwald).
Sendo que, nessas fórmulas, M é a concentração em mol/L do eletrólito, e α é o grau de ionização ou de dissociação do eletrólito.
Exemplo 1: Uma solução 0,01 molar de um monoácido está 4,0% ionizada. A constante de ionização desse ácido é:
a) 1,6 x 10–3
b) 1,6 x 10–5
c) 3,32 x 10–5
d) 4,0 x 10–5
e) 3,0 x 10–6
Resposta: Letra b
Os dados fornecidos pelo exercício foram:
α = 4%
M = 0,01 mol/L
Para determinar o valor da constante de ionização, devemos utilizar a expressão para eletrólito fraco:
Ki = α2. M
Ki = (0,04)2.0,01
Ki = 0,0016.0,01
Ki = 0,00016 mol/L ou 1,6.10-5 mol/L
· Para cálculo do pH.
Exemplo 2: A concentração dos íons H+ de uma solução é igual a 0,0001. O pH dessa solução é:
a) 1
b) 2
c) 4
d) 10
e) 14
Resposta: Letra c
O exercício indica que a concentração de cátion é 0,0001. Para determinar o pH, basta utilizarmos o valor na expressão:
[H+] = 10-pH
0,0001 = 10-pH
10-4 = 10-pH
-4 = -pH. (-1)
pH = 4
· Para cálculo do pOH.
14- Exercício sobre equilíbrio químico no Enem
(Enem) Alguns profissionais burlam a fiscalização quando adicionam quantidades controladas de solução aquosa de hidróxido de sódio a tambores de leite de validade vencida. Assim que o teor de acidez, em termos de ácido lático, encontra-se na faixa permitida pela legislação, o leite adulterado passa a ser comercializado. A reação entre hidróxido de sódio e ácido lático pode ser representada pela equação química:
CH3CH(OH)COOH(aq) + NaOH(aq) →
CH3CH(OH)COONa(aq) + H2O(I)
Equilíbrio entre ácido lático e hidróxido de sódio
A consequência dessa adulteração é:
a) o aumento do pH do leite.
b) a diluição significativa do leite.
c) a precipitação do lactato de sódio.
d) a diminuição da concentração de sais.
e) o aumento da concentração dos íons H+.
O hidróxido de sódio é uma base forte, que dissocia muito e libera muitos ânions hidróxido. Com sua adição, ocorrerá um aumento do pH do leite.
Resposta: Letra a
Por Me. Diogo Lopes Dias
Estalactites e estalagmites são produtos de reações de equilíbrio químico.
EXERCÍCIOS RESOLVIDOS SOBRE EQUILÍBRIOS QUÍMICOS
Por meio destes exercícios sobre equilíbrios químicos, você poderá compreender melhor as respostas de questões a respeito de diversos tópicos desse ramo da Físico-Química.
Neste material, você irá acompanhar resoluções passo a passo e justificativas das respostas de diversos exercícios sobre equilíbrio químico, os quais abrangem vários tópicos desse importante ramo da Físico-Química.
1- Constante do equilíbrio em termos de concentração em mol/L
Exemplo: (PUC-RS) Um equilíbrio envolvido na formação da chuva ácida está representado pela equação:
Em um recipiente de um litro, foram misturados 6 mols de dióxido de enxofre e 5 mols de oxigênio. Depois de algum tempo, o sistema atingiu o equilíbrio, e o número de mols de trióxido de enxofre medido foi 4. O valor aproximado da constante de equilíbrio é:
a) 0,53
b) 0,66
c) 0,75
d) 1,33
e) 2,33
Resposta correta: Letra D
O exercício pede para calcular a constante de equilíbrio em termos de concentração mol/L. Para esse cálculo ser realizado, devemos utilizar valores no equilíbrio de cada participante da reação. A expressão do Kc apresenta o resultado da multiplicação das concentrações dos produtos dividido pelo produto das concentrações dos reagentes:
Devemos ter muito cuidado para determinar os valores de cada participante no equilíbrio, pois nem sempre o exercício fornecerá esses dados, como é o caso desse exemplo. Assim, devemos seguir os passos abaixo:
Passo 1: Montar uma tabela com os valores conhecidos.
Por ser o início da reação, o produto irá apresentar uma concentração igual a zero. Como o valor do equilíbrio no produto é sempre igual à soma do início e do durante, o valor durante a reação será 4 mol/L.
Passo 2: Determinar os valores durante a reação.
Para determinar os valores dos reagentes durante a reação, basta relacionarmos o valor conhecido para o produto com os valores dos reagentes por meio da proporção estequiométrica. Temos 4 mol/L de SO3 durante a reação para a proporção 2 no balanceamento. Como a proporção do SO2 também é 2, teremos 4mol/L durante o processo. Para o O2, teremos apenas 2 mol/L, pois seu coeficiente estequiométrico é 1.
Para finalizar a tabela, basta subtrairmos o valor do início pelo valor do durante, pois, assim, determinaremos os valores do equilíbrio para os reagentes.
Passo 3: Determinar o valor do Kc.
Para determinar o valor do Kc, basta utilizarmos os valores encontrados no equilíbrio na expressão abaixo:
2- Constante do equilíbrio em termos de pressão parcial
Exemplo: (SANTOS-SP) Observe a equação de equilíbrio abaixo:
Quando o equilíbrio acima é alcançado, a pressão é 2 atm e há 50% de NO2 em volume. O valor da constante de equilíbrio em pressões parciais (Kp) deve ser:
a) 0,2
b) 0,25
c) 1
d) 0,5
e) 0,75
Resposta correta: Letra C
O exercício indica que a pressão total do sistema no equilíbrio é de 2 atm e que há 50% (fração molar) de NO2. Logo, inicialmente, devemos determinar a pressão parcial para cada gás no equilíbrio por meio da multiplicação da pressão total pela fração molar:
· Para o NO2:
pNO2 = 0,5 . 2
pNO2 = 1 atm
· Para o N2O4: como no sistema existem apenas dois gases, a porcentagem do N2O4 também será de 50% para resultar um total de 100%.
pN2O4 = 0,5 . 2
pN2O4 = 1 atm
A constante de equilíbrio, em termos de pressões parciais, é calculada dividindo o resultado da multiplicação das pressões parciais dos produtos gasosos pelo produto das pressões dos reagentes gasosos. No caso, a expressão do Kp será:
3- Deslocamento do equilíbrio
Exemplo: (PUCCAMP) A formação de estalactites, depósitos de carbonato de cálcio existentes em cavernas próximas a regiões ricas em calcário, pode ser representada pela seguinte reação reversível:
Observe as seguintes condições :
I. Evaporação constante da água
II. Corrente de ar frio e úmido
III. Elevação da temperatura no interior da caverna
IV. Abaixamento da temperatura no interior da caverna
Quais dessas condições favorecem a formação de estalactites?
a) I e II
b) I e III
c) II e III
d) II e IV
e) III e IV
Resposta correta: Letra B
As estalactites são estruturas formadas por carbonato de cálcio (CaCO3). O enunciado questiona quais das condições indicadas favorecem a formação de estalactites. Trata-se, portanto, de um exercício sobre deslocamento de equilíbrio, pois a formaçãodo CaCO3 ocorre quando o equilíbrio é deslocado para seu sentido (para a esquerda).
I- Verdadeira, pois, ao evaporar, a quantidade de água (presente à esquerda do equilíbrio) diminui. De acordo com o princípio de Le Chatelier, quando a concentração de um participante diminui, o equilíbrio sempre desloca para seu lado.
II- Falsa, pois as cavernas são lugares frios e úmidos, logo a reação direta de formação das estalactites é exotérmica. Se uma corretente de ar frio e úmido, que favorece o processo exotérmico e aumenta a quantidade de água, entrar na caverna, a reação será deslocada no sentido direto, não favorecendo a formação das estalactites.
III- Verdadeira, pois, como as cavernas são lugares frios e úmidos e a reação direta é exotérmica, se a temperatura na caverna aumentar, a reação será deslocada no sentido indireto (endotérmico), o que favorecerá a formação das estalactites.
IV- Falsa, pois, como as cavernas são lugares frios e úmidos e a reação direta é exotérmica, se a temperatura na caverna diminuir, a reação será deslocada no sentido direto (exotérmico), o que não favorecerá a formação das estalactites.
Veja também: Equilíbrio químico nas cavernas
4- Constante de ionização
Exemplo: (UECE) A concentração [H+] de uma solução 6×10-7 mol/litro do ácido H2S, com uma constante de ionização Ki de 10-7, é igual a:
a) 5×10-7 mols/litro
b) 6×10-7 mols/litro
c) 3×10-6 mols/litro
d)2×10-7 mols/litro
Resposta correta: Letra D
Como temos apenas um ácido ou uma base, trata-se de um exercício sobre constante de ionização (Ki). Assim, para resolver esse tipo de questão, devemos conhecer as concentrações dos íons e do eletrólito (ácido ou base).
Para iniciarmos a resolução de um exercício sobre constante de ionização, devemos usar a equação de ionização do ácido (no caso do exercício, H2S) ou da base.
De acordo com a equação montada, a concentração de H+ é igual à de HS- no equilíbrio em decorrência da proporção estequiométrica. Como não conhecemos esses valores, utilizaremos x para ambas as concentrações.
Obs.: podemos utilizar x para ambas as concentrações porque estamos tratando do produto.
Passo 1: Montar a expressão do Ki.
A montagem da expressão da constante do equilíbrio de ionização segue o mesmo princípio da constante em termos de concentração em mol/L.
Passo 2: Utilizar os valores fornecidos pelo exercício na expressão do Ki montada.
Passo 3: Calcular o valor de delta.
Passo 4: Calcular o valor x possível para o delta encontrado.
· Para x1
Obs.: a concentração não pode ser negativa. Assim, esse valor não é válido.
· Para x2
5- Lei de diluição de Ostwald
Exemplo: (ITA) Numa solução aquosa 0,100 mol/L de um ácido monocarboxílico a 25°C, o ácido está 3,7% dissociado após o equilíbrio ter sido atingido. Assinale a opção que contém o valor correto da constante de dissociação desse ácido nessa temperatura.
a) 1,4
b) 1,4×10-3
c) 1,4×10-4
d) 3,7×10-2
e) 3,7×10-4
Resposta correta: Letra C
Por meio da lei de diluição de Ostwald, calculamos a constante de ionização (Ki) de um eletrólito forte (α é maior que 5%) por meio da fórmula:
Para calcularmos a contante de ionização de um eletrólito fraco (α é menor que 5%), usamos a seguinte fórmula:
Um exercício sobre a lei de diluição de Ostwald é facilmente reconhecido por apresentar uma concentração em mol/L (no caso 0,100 mol/L) de um único eletrólito (ácido monocarboxílico), uma porcentagem de dissociação (α = 3,7%) ou a constante de dissociação ou ionização (Ki).
Como o ácido é fraco, logo:
6- Equilíbrio químico envolvendo pH e pOH
Exemplo: (PUC-MG) Em três recipientes X, Y e Z estão contidas soluções básicas desconhecidas de concentração 0,1 mol/L. Medindo o pH das três soluções com papel indicador universal, obtiveram-se os seguintes valores, respectivamente: pH = 8, pH = 10 e pH = 13. Assinale a afirmativa CORRETA:
a) A concentração de OH- da base Z é igual a 10-13 mol/L.
b) Kb da base X é maior que Kb da base Y.
c) A base Y conduz melhor a corrente elétrica do que a base Z.
d) A base X está completamente ionizada.
e) No frasco Z, está contida uma base forte.
Resposta correta: Letra E
Para iniciar a resolução desse exercício, é necessário lembrar alguns pontos importantes:
· Primeiro: pH + pOH = 14
· Segundo: quanto maior o pH, com relação ao valor 7, mais básica será a solução. Quanto mais básica for a solução, maior será a concentração de ânions hidróxido [OH-].
· Terceiro: [OH-] = 10-pOH
· Quarto: quanto menor o pOH, maior será o Kb, ou seja, mais ionizada ou dissociada será a base.
Assim, com base nesses conhecimentos, basta seguirmos o passo a passo abaixo para resolver a questão:
Passo 1: Determinar o pOH de cada uma das soluções.
Para solução X:
pH + pOH = 14
8 + pOH = 14
pOH = 14 – 8
pOH = 6
Para solução Y:
pH + pOH = 14
10+ pOH = 14
pOH = 14 – 10
pOH = 4
Para solução Z:
pH + pOH = 14
13 + pOH = 14
pOH = 14 – 13
pOH = 1
Passo 2: Para julgarmos a alternativa A, devemos determinar a concentração de hidróxido para a solução Z.
[OH-] = 10-pOH
[OH-] = 10-1 mol/L,
Logo, a alternativa A é falsa.
Passo 3: Comparar o Kb da base X com o da base Y.
O Kb da base X é menor que o Kb da base Y, porque seu pOH é maior. Logo, a alternativa B é falsa.
Passo 4: Associar o pOH com força e dissociação.
A condução de corrente elétrica ocorre melhor em soluções que possuem um eletrólito forte de maior pOH. A base Y não conduz melhor a corrente elétrica do que a base Z, porque seu pOH é menor, logo menos íons são liberados. Assim, a alternativa C é falsa.
Passo 5: Relacionar pOH com dissociação.
Quanto menor o pOH, mais dissociada é a base. Como a solução de maior pOH está no recipiente X, nele está a solução menos dissociada. Por isso, a alternativa D é falsa.
Veja também: O pH da boca e a deterioração dos dentes
7- Solução-tampão
Exemplo: (UFES) O pH do sangue humano é mantido dentro de um estreito intervalo (7,35 - 7,45) por diferentes sistemas tamponantes. Aponte a única alternativa que pode representar um desses sistemas tamponantes:
a) CH3COOH / NaCl
b) HCl / NaCl
c) H3PO4 / NaNO3
d) KOH / KCl
e) H2CO3 / NaHCO3
A resposta para essa questão é a alternativa E, porque se trata de um exercício sobre solução-tampão ou sistema tamponante. Essa solução remete a um equilíbrio químico formado por uma mistura de duas soluções: um ácido (no exercício, o H2CO3) ou base fracos e um sal que apresente um mesmo componente do ácido (no exercício, o NaHCO3) ou da base.
a- Falsa, porque é uma mistura formada por um ácido fraco e um sal que não apresenta componente do ácido.
b- Falsa, porque é uma mistura formada por um ácido forte, já que o HCl é um dos três hidrácidos fortes (os outros são HBr e HI).
c- Falsa, porque é uma mistura formada por um ácido moderado e um sal que não apresenta componente do ácido.
d- Falsa, porque é uma mistura formada por uma base forte (apresenta elemento da família dos metais alcalinos).
Veja também: Solução-tampão no sangue humano
 
Por Me. Diogo Lopes Dias
Análise do deslocamneto de um equilíbrio químico na prática.
2.2: DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO
O deslocamento de um equilíbrio químico é a mudança na pressão do ambiente, na concentração de um participante ou na temperatura do sistema para restabelecer um equilíbrio.
O deslocamento de um equilíbrio químico é a forma na qual um sistema reacional sai de uma situação de equilíbrio químico. Nesse deslocamento, a velocidade em que a reação direta (seta 1) ocorre é a mesma da reação inversa (seta 2).
Modelo de uma equação em equilíbrio químico
Assim, durante o deslocamento de um equilíbrio químico, a reação inversa prevalece sobre a direta e tende à formação dos reagentes A, B, C ou a reação direta prevalece sobre a reação inversa e tende à formação do produto D.
Essas ocorrências foram reportadas pelo químico francês Henri Louis Le Chatelier. Ele descobriu que, quando um sistema em equilíbrio é perturbado, tende a trabalhar contra a perturbação gerada e, para isso, busca atingir uma nova situação de equilíbrio. Essa tendência do sistema é denominada de princípio de Le Chatelier.
Segundoos estudos realizados por Le Chatelier, os únicos fatores capazes de promover o deslocamento de um equilíbrio químico são:
· Concentração do participante;
· Temperatura;
· Pressão.
Influência da concentração no deslocamento do equilíbrio
A mudança na concentração de um participante da reação é um fator que pode promover o deslocamento de um equilíbrio químico. De uma forma geral, segundo o princípio de Le Chatelier, com relação à modificação na concentração de um dos participantes, o equilíbrio comporta-se da seguinte maneira:
· Aumento da concentração: o equilíbrio desloca-se no sentido contrário ao do participante;
· Diminuição da concentração: o equilíbrio desloca-se no mesmo sentido do participante.
Exemplo de relação de equilíbrio:
Modelo de uma equação em equilíbrio químico
Assim, se:
· Aumentarmos a concentração dos reagentes A, B ou C: o equilíbrio será deslocado no sentido contrário a eles, ou seja, será deslocado para a direita (sentido da formação de D);
· Aumentarmos a concentração do produto D: o equilíbrio será deslocado no sentido contrário ao dos reagentes, ou seja, será deslocado para a esquerda (sentido da formação dos reagentes A, B e C);
· Diminuirmos a concentração dos reagentes A, B ou C: o equilíbrio será deslocado no mesmo sentido deles, ou seja, será deslocado para a esquerda (sentido da formação dos reagentes);
· Diminuirmos a concentração do produto D: o equilíbrio será deslocado no mesmo sentido dele, ou seja, será deslocado para a direita (sentido da formação do produto).
Obs.: A mudança na concentração de participantes sólidos não provoca o deslocamento no equilíbrio.
Influência da temperatura no deslocamento do equilíbrio
A modificação da temperatura, durante uma reação química, é um fator que pode promover o deslocamento de um equilíbrio químico. Em relação a essa mudança de temperatura, de uma forma geral, segundo o princípio de Le Chatelier, o equilíbrio comporta-se da seguinte forma:
· No aumento da temperatura: o equilíbrio desloca-se no sentido da reação endotérmica;
· Na diminuição da temperatura: o equilíbrio desloca-se no sentido da reação exotérmica.
Para realizar a análise da influência da temperatura em um equilíbrio, é fundamental conhecer a natureza das reações direta e inversa que é determinada pela variação da entalpia da reação. Assim, se:
· ∆H positivo: reação direta endotérmica e reação inversa exotérmica;
· ∆H negativo: reação direta exotérmica e reação inversa endotérmica.
Por exemplo, com relação ao equilíbrio a seguir:
Modelo de uma equação em equilíbrio químico
Nesse caso, por ter ∆H negativo, a reação direta é exotérmica e a reação inversa é endotérmica. Assim, se:
· Aumentarmos a temperatura do sistema, o equilíbrio será deslocado no sentido inverso (da reação endotérmica), ou seja, será deslocado para a esquerda (sentido da formação dos reagentes);
· Diminuirmos a temperatura do sistema, o equilíbrio será deslocado no sentido direto (da reação exotérmica), ou seja, será deslocado para a direita (sentido da formação do produto D).
Influência da pressão no deslocamento do equilíbrio
Durante uma reação química, a mudança da pressão no ambiente é um fator que pode promover o deslocamento de um equilíbrio químico. De uma forma geral, segundo o princípio de Le Chatelier, o equilíbrio comporta-se da seguinte maneira com o(a):
· Aumento da pressão: o equilíbrio desloca-se no sentido de menor volume;
· Diminuição da pressão: o equilíbrio desloca-se no sentido de maior volume.
Para realizar a análise da influência da pressão em um equilíbrio, é fundamental conhecer o volume estabelecido nos reagentes e nos produtos, o qual pode ser determinado pelos coeficientes que tornam a equação balanceada, como no exemplo a seguir:
Modelo de uma equação em equilíbrio químico
Dessa forma, os reagentes apresentam um volume de 4L, que é obtido pela soma dos coeficientes 1, 2 e 2, e o produto, que é único, apresenta um volume de 3L (dado pelo coeficiente 3).
Assim, em relação ao equilíbrio acima, se:
· Aumentarmos a pressão do sistema, o equilíbrio será deslocado no sentido direto (do menor volume, 3L), ou seja, será deslocado para a direita (sentido da formação do produto D).
· Diminuirmos a pressão do sistema, o equilíbrio será deslocado no sentido inverso (do maior volume, 4 L), ou seja, será deslocado para a esquerda (sentido da formação dos reagentes).
Obs.: O aumento ou diminuição da pressão em um sistema em equilíbrio pode promover o deslocamento apenas em situações em que o volume dos reagentes é diferente do volume dos produtos.
Por Me. Diogo Lopes Dias
Demonstração do efeito da mudança de temperatura em um determinado equilíbrio químico
2.3: CONSTANTE DE IONIZAÇÃO
A constante de ionização (Ki) é a relação entre o produto das concentrações dos íons e a concentração da substância que os originou.
A constante de ionização (representada pela sigla Ki) é a constante de equilíbrio que trata da concentração molar (quantidade em mol/L) dos íons presentes em uma solução preparada pela dissolução de um composto iônico em água.
Ela está relacionada com reações reversíveis de ionização ou dissociação de um composto iônico dissolvido em água. Os compostos iônicos que participam de reações reversíveis de ionização e dissociação são os ácidos e as bases.
a) Ionização
Quando um ácido (substância molecular que apresenta hidrogênios ionizáveis) é dissolvido em água, temos a produção de dois íons: o cátion hidrônio (H3O+ ou H+) e um ânion qualquer (X-). Assim, ocorre a formação de um equilíbrio reversível de ionização, que é representado pela seguinte equação:
Equação de ionização do ácido
b) Dissociação
Quando uma base dissolve-se em água, temos a liberação do cátion (metal qualquer) e do ânion (OH-) que a formam. Assim, estabelece-se um equilíbrio reversível de dissociação, que é representado pela seguinte equação:
Equação de dissociação da base
c) Expressão da constante do equilíbrio (Kc)
Seja em uma ionização, seja em uma dissociação, podemos determinar a expressão do Kc. Para isso, basta multiplicar a concentração molar dos produtos no numerador e dividir pelo produto dos reagentes no denominador:
- Para a ionização:
Equação de ionização do ácido
Kc = [H3O+].[X-] 
       [HX].[H2O]
- Para a dissociação:
Equação de dissociação da base
Kc =  [Y+].[OH-]  
       [YOH].[H2O]
d) Expressão da constante de ionização (Ki)
Como a água é o solvente presente em ionização de ácidos e dissociação das bases, dizemos que ela é uma constante no processo. Assim, quando realizamos o produto do Kc pela concentração molar da água, formamos uma nova constante, que é a constante de ionização. Assim:
- Para o ácido
Equação de ionização do ácido
Kc = [H3O+].[X-] 
       [HX].[H2O]
Kc. [H2O] = [H3O+].[X-]
                   [HX]
Ki = [H3O+].[X-]
       [HX]
Podemos utilizar ainda a sigla Ka para indicar a constante de ionização de um ácido:
Ka = [H3O+].[X-]
        [HX]
- Para a base
Equação de dissociação da base
Kc = [Y+].[OH-] 
       [YOH].[H2O]
Kc. [H2O] = [Y+].[OH-]
                  [YOH]
Ki= [Y+].[OH-]
      [YOH]
Podemos utilizar ainda a sigla Kb ou Kd para indicar a constante de dissociação de uma base:
Kb= [Y+].[OH-]
       [YOH]
e) Interpretação da constante de ionização (Ki)
Como a constante de ionização relaciona as concentrações dos íons (provenientes de ácido ou base) e a substância que os originou (ácido ou base), podemos utilizá-la para comparar ou prever a força do ácido e da base utilizada na água.
Ki= [Y+].[OH-]
      [YOH]
Ou
Ki = [H3O+].[X-]
       [HX]
Quando:
· Numerador maior que o denominador: indica muitos íons, logo, ácido ou base forte.
· Numerador menor que o denominador: indica poucos íons, logo, ácido ou base moderados ou fracos.
Via de regra, podemos utilizar as referências abaixo para tratar da força ácida ou básica de um eletrólito dissolvido em água a partir do valor da sua constante de ionização:
Ki > 10-3 → Ácido forte
Ki = 10-3 ou 10-4 → Ácido moderado ou semiforte
Ki ≤ 10-5 → Ácido fraco
Por Me. Diogo Lopes Dias
A constante de ionização