Caderno IME-ITA

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Caderno de Físico-Química
Edward Céspedes Carageorge
9 de Julho de 2012
Capítulo 1
Dispersões
De�nição 1.1. Mistura de duas ou mai substâncias em que há uma fase (disperso) disseminado em
outra fase (dispergente)
1.1 Classi�cação das Misturas
SOLUÇÃO COLÓIDE SUSPENSÃO
Visibilidade Invisiveis Ultramicroscópio Microscópio
Sedimentação Não Ultracentrífuga Centrífuga
Filtração Não Ultra�ltro Filtro
Tamanho < 10A 10A ≤ x ≤ 1000A ≥ 1000A
Nas soluções, o disperso se chama soluto e o dispergente, solvente.
1.2 Classi�cação das Soluções
1.2.1 Quanto ao estado de agregação
� Sólidas:
� Solvente: S
� Soluto: S - L - G
* Liga: Ni (soluto) - Cu (solvente)
* Amálgama: Hg (soluto) - Ag (solvente)
1
CAPÍTULO 1. DISPERSÕES 2
* Liga: H2 (soluto) - Pt (solvente)
� Líquidas
� Solvente: L
� Soluto: S - L - G
* Açúcar (soluto) e água (solvente)
* Álcool (soluto) e água (solvente)
* O2(soluto) e água (solvente)
� Gasosas
� Solvente: G
� Soluto: G
* Ar atmosférico puro
1.2.2 Quanto à relação soluto-solvente
� Insaturada: ainda é possível colocar mais soluto sem que ele precipite.
� Saturada: não é mais possível colocar mais soluto, caso contrário ele precipitará.
De�nição 1.2. Coe�ciente de Solubilidade (KS): quantidade máxima de soluto que é possível dissolver
por agitação numa quantidade padrão de solvente em determinada temperatura.
Exemplo 1.1. KS(NaCl, 20ºC) = 35,7g/100g
� Curvas de Solubilidade: são grá�cos KS x temperatura
� Supersaturada: existe mais soluto que a quantidade máxima permitida.
� Instáveis.
� Só podem ser obtidas por resfriamento lento.
� Não suportam:
* abalo mecânico;
* adição de mais soluto (germe de cristalização).
CAPÍTULO 1. DISPERSÕES 3
Exercício 1.1. Classi�que as soluções A, B, C, D, E e F
Capítulo 2
Unidades de Concentração
De�nição 2.1. Expressam a quantidade de soluto em uma solução
2.1 Porcentagem em massa (%m)
Solução x %m signi�ca: x g de soluto em 100 g de solução.
%m =
m(soluto)
m(solução)
(2.1.1)
2.2 Porcentagem (%)
Solução x% signi�ca: x g de soluto em 100 ml de solução.
% = %m.dSOLUÇÃO (2.2.1)
2.3 Porcentagem em volume (ºGr)
Só pode ser usado quando soluto e solvente podem ser medidos em volume. Utilizada para soluções
G-G e L-L.
Solução x ºGr signi�ca: x ml de soluto em 100 ml de solução.
2.4 Concentração comum (C)
Solução x g/l signi�ca: x g de soluto em 1 l de solução.
C =
m(soluto)
V (solução)
(2.4.1)
4
CAPÍTULO 2. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO 5
2.5 Molaridade ou Concentração Molar (M)
Solução x mol/l signi�ca: x mol de soluto em 1 l de solução.
M =
m(soluto)
V (solução).MM(massa molar)
(2.5.1)
M =
C
MM
(2.5.2)
M =
%.10
MM
(2.5.3)
M =
%m.10.d
MM
(2.5.4)
2.6 Fração Molar (X)
Seja uma mistura formada por dois componentes A e B. De�ne-se fração molar do componente A
como: XA = nAnA+nB
XA =
nA∑
n
(2.6.1)
2.7 Molalidade (ω)
Solução ω mol/kg signi�ca: x mol de soluto em 1 kg de solvente.
2.8 Exercícios
Exercício 2.1. Considere duas soluções A de massa 200 g e B de massa 300 g. A solução A contém
12 %m de NaCl e B, 18 %m do mesmo sal. Calcule a porcentagem em massa do soluto na mistura
dessas duas soluções
Exercício 2.2. Uma embalagem de H2SO4 concentrado comercial diz em seu rótulo: 96 %m e 1,84
g.cm−3.
Calcular a massa de água em 1l dessa solução.
Calcular a molaridade dessa solução.
Exercício 2.3. Tem-se 400 ml de solução 0,4 mol.l−1 de NaOH. A esta solução são adicionados 4 g
de NaOH(s), que se dissolvem sem alteração do volume. Calcular a molaridade da nova solução.
Exercício 2.4. Considere uma solução aquosa de etanol 46 %m. Calcular as frações molares do etanol
e da água.
Exercício 2.5. A fração molar de glicose numa solução aquosa é 0,02. Calcular a porcentagem em
massa de glicose
MM(glicose) = 180g.mol−1
CAPÍTULO 2. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO 6
Exercício 2.6. Tem-se uma solução 0,1 molal de glicose. Calcular:
A fração molar da glicose em água.
A porcentagem em massa da glicose.
Exercício 2.7. Uma quantidade de etanol com uma massa de 54,6 g é misturada com 75,4 g de água
pura para formar uma solução com densidade 0,931g.ml−1. Calcule a molaridade do etanol na solução.
Exercício 2.8. Uma amostra pesando 0,8000 g fornece por calcinação um resíduo contendo os óxidos:
Al2O3, F e2O3 e T iO2 que pesa 0,0780 g. Mediante analise é encontrado neste resíduo 5% de Ti, sendo
que a amostra original contém 2,5% de Fe. Calcular a % de Al na amostra.
Exercício 2.9. Qual o valor da massa de Fe2(SO4)3 anidro que deve ser colocada em um balão
volumétrico de 500 ml de capacidade para obter uma solução aquosa 20 mmol.l−1 em íons férricos
após completar o volume do balão com água destilada?
Exercício 2.10. Sabe-se que uma amostra gasosa é mistura de butano e etano. Uma ampola de 224
cm3 é preenchida com a mistura gasosa citada, nas CNTP. A massa da mistura gasosa no interior da
ampola é igual a 0,468 g. A porcentagem molar do butano na amostra é igual a:
Exercício 2.11. Uma amostra de 15,4 g de uma mistura KI(c) e NaI(c) contém um total de 0,100
mol de iodeto. Destas informações dá para concluir que a massa (em gramas) de KI(c) nessa mistura
sólida era:
Dados: K = 39; I = 127; Na = 23
Exercício 2.12. O conteúdo de bromo no oceano é de 65 ppm, em média. Assumindo que 100% possa
ser recuperado, quantos metros cúbicos de água do oceano devem ser processados para produzir 0,61
kg de bromo? Considere que a densidade da água do mar seja 1,0 g.cm−3.
Exercício 2.13. Uma solução 6,5 mol.l−1 de etanol em água tem massa especí�ca 0,95 g.cm−3.
Calcule a molalidade e a fração molar de etanol dessa solução.
Exercício 2.14. Um litro de uma solução aquosa contém 0,30 mols de íons Na+, 0,28 mols de íons
Cl�, 0,10 mols de íons SO2�4 e x mols de íons Fe
3+. A concentração de íons Fe3+ (em mol/l) presentes
nesta solução é:
Capítulo 3
Misturas de Soluções I
3.1 Diluição
Diluir é adicionar solvente à solução.
ni = nf ⇒ ViMi = VfMf e Vf = Vi + V
Mf =
ViMi
Vi + V
(3.1.1)
3.2 Mistura de Mesmo Soluto
n1 +n2 = n3 ⇒M1V1 +M2V2 = M3V3 e V3 = V1 +V2, aqui consideramos que volumes são aditivos.
M3 =
M1V1 +M2V2
V1 + V2
(3.2.1)
3.3 Exercícios
Exercício 3.1. Misturam-se 200 ml de solução 1 M de NaOH com 600 ml de solução 0,67 M da mesma
base. Qual a molaridade da solução obtida?
Exercício 3.2. Que volume de solução 6 mol.l−1 de HCl deve ser misturado com 1 l de solução 1
mol.l−1 de HCl para que a solução obtida seja 2 mol.l−1?
7
CAPÍTULO 3. MISTURAS DE SOLUÇÕES I 8
Exercício 3.3. Misturam-se 357 ml de solução 0,65 mol.l−1 com 357 ml de solução 0,75 mol.l−1,
ambas de sacarose. Qual a molaridade da solução obtida?
Exercício 3.4. Que volumes de solução 1 mol.l−1 e 3 mol.l−1 de glicose devem ser misturados para
obtenção de 1200 ml de solução 1,5 mol.l−1?
Exercício 3.5. Que volume de solução 0,1 mol.l−1 pode ser obtido a partir de 100 ml de uma solução
de NaOH a 10%?
Exercício 3.6. Quando se mistura 200 mL de uma solução a 5,85% (m/v) de cloreto de sódio com
200 mL de uma solução de cloreto de cálcio que contém 22,2 g do soluto e adiciona-se 200 mL de água,
obtém-se uma nova solução cuja concentração de íons cloreto é de:
a) 0,1 mol/L
b) 0,2 mol/L
c) 1,0 mol/L
d) 2,0 mol/L
e) 3,0 mol/L
Exercício 3.7. Para um soluto de massa molar M*, mostre que a concentração molar M e a molalidade
W das soluções estão relacionadas por:
M(M∗100 +
1
W ) = d, em que d é a densidade da solução em g.cm
−3.
Capítulo 4
Propriedades Coligativas
De�nição 4.1. Propriedades coligativas são propriedades das doluções que só dependem da concen-
tração das particulas, não dependentes da sua natureza (moléculas ou íons).
Exemplo 4.1. 0, 1 mol.l−1de açúcar e 0, 05 mol.l−1 de NaCl possuem as mesmas propriedades coli-
gativas.
4.1 Osmoscopia
No fenômeno da osmose ocorre a tentativa de um meio de maior concentração de partículas em diluir
outro meio de menor concentração das partículas, através de uma membrana semipermeável, a qual
permite a passagem exclusiva do solvente.
Exemplo 4.2. Papel celofane, parede celular
4.1.1 PressãoOsmótica
É a pressão (Π) que deve ser feita a �m de se evitar a osmose.
9
CAPÍTULO 4. PROPRIEDADES COLIGATIVAS 10
PV = nRT ⇒ Π = (n/V )RT
Π = MRT (4.1.1)
4.1.2 Fator de Van't Ho� (i)
Correção pelo fato do soluto gerar íons.
i = 1 + (n− 1)α (4.1.2)
em que n é o número de íons gerados e α, o grau de ionização
Para sais e bases: α = 1, logo i = n.
Reescrevendo a equação 4.1.1, temos:
Π = MRT.i (4.1.3)
4.2 Tonoscopia
De�nição 4.2. Pressão de Vapor: é a pressão exercida pelo vapor de um líquido.
4.2.1 Mistura de dois líquidos voláteis
PMISTURA = XAPA +XBPB
4.2.2 Soluto não volátil
PSOLUÇÃO = XSOLV ENTEPSOLV ENTE +XSOLUTOPSOLUTO, como PSOLUTO = 0.
PSOLUÇÃO = XSOLV ENTEPSOLV ENTE e XSOLUTO +XSOLV ENTE = 1
CAPÍTULO 4. PROPRIEDADES COLIGATIVAS 11
PSOLUÇÃO − PSOLV ENTE = XSOLUTOPSOLV ENTE
XSOLUTO =
∆P
PSOLV ENTE
(4.2.1)
4.3 Ebulioscopia e Crioscopia
De�nição 4.3. Ebulioscopia e crioscopia são variações nas temperaturas de ebulição e fusão das
soluções em relação ao solvente puro, respectivamente.
4.3.1 Lei de Raoult
∆TE = KEωi (4.3.1)
∆TE = KCωi (4.3.2)
KEe KC são constantes características do solvente.
[K] = °C/molal = °C.mol−1kg
4.3.2 Fórmulas para KE e KC
KE =
R.T 2E
1000.Lv
(4.3.3)
KC =
R.T 2F
1000.LF
(4.3.4)
CAPÍTULO 4. PROPRIEDADES COLIGATIVAS 12
4.4 Exercícios
Exercício 4.1. Água do mar pode ser simulada fazendo uma solução 0,6 mol.l−1 em NaCl. Calcular
a pressão osmótica dessa solução.
Exercício 4.2. A pressão de vapor do benzeno é 95,1 mmHg e a do tolueno, 28,4 mmHg, ambas a
25°C. Uma solução das duas tem pressão de vapor 55,08 mmHg. Calcule a fração molar do benzeno.
Exercício 4.3. Uma solução foi preparada dissolvendo-se 2,76 g de um álcool puro em 100,0 g de
acetona. O ponto de ebulição da acetona pura é 56,13°C e o da solução 57,16°C. Determine:
O peso molecular do álcool.
A sua fórmula molecular.
Keb = 1, 72°C.kg.mol
−1
Exercício 4.4. Considere os valores de temperatura de congelamento de soluções 0,1 mmol.l−1 das
seguintes substâncias:
I. Al2(SO4)3
II. Na2B4O7
III. K2Cr2O7
IV. Na2CrO4
V. Al(NO3)3.9H2O
Coloque-as em ordem crescente de temperatura de fusão.
Exercício 4.5. O abaixamento da temperatura de congelamento da água numa solução aquosa com
concentração molal de soluto igual a 0,100 mol.kg−1 é 0,55°C. Sabe-se que a constante crioscópica da
água vale 1,86 °C.kg.mol−1. Qual das opções abaixo contém a fórmula molecular correta do soluto?
a. (AgNH3)Cl
b. (Pt(NH3)4Cl)Cl2
c. NaAl(OH)4
d. K3Fe(CN)6
e. K4Fe(CN)6
Exercício 4.6. Um produto anticongelante foi adicionado a 10,0 l de água de um radiador para que
a temperatura de congelamento da mistura fosse -18,6 °C. A análise do anticongelante formeceu o
seguinte resultado em peso: C=37,5%, O=50% e H=12,5%. Sabe-se que a constante crioscópica molal
da água é 1,86 °C.kg.mol−1 e sua massa especí�ca é 1,0 kg.dm−3. Determine:
A fórmula estrutural plana e o nome do produto utilizado.
A massa do produto necessária para produzir este efeito.
Exercício 4.7. A 20 °C a pressão de vapor do álcool metílico é de 94 torr e a pressão de vapor do
álcool etílico é de 44 torr. Sendo muito similares, esses dois compostos formam uma mistura de dois
componentes que se aproxima muito da lei de Raoult sobre todo o intervalo de concentrações. Se 20 g
de CH3OH forem misturados com 100 g de C2H5OH, determine a pressão parcial exercida por cada
um, a pressão total de vapor da solução e as frações molares dos vapores.
C = 12,0 u ; O = 16,0 u ; H = 1,01 u
Exercício 4.8. A pressão osmótica de uma solução de poliisobutileno sintético em benzeno foi de-
terminada a 25 °C. Uma amostra contendo 0,20 g de soluto por 100 ml de solução determinou uma
ascensão de 2,4 mm na condição de equilíbrio osmótico. A densidade da solução foi 0,88 g.cm−3. Qual
a massa molar do poliisobutileno?
CAPÍTULO 4. PROPRIEDADES COLIGATIVAS 13
Exercício 4.9. A temperatura de congelamento de uma solução aquosa (Kc da água = 1,86) 0,4 molal
de um sulfato metálico, onde o sal está totalmente dissociado, é -3,72 °C. Qual o número de oxidação
do metal neste sal?
Exercício 4.10. Considere as duas soluções aquosas seguintes, ambas na mesma temperatura.
Solução I: contém 1,0 milimol de glicose e 2,0 milimol de CaCl2, por quilograma de água.
Solução II: contém apenas Fe2(SO4)3 dissolvido em água.
Supondo soluções ideais e eletrólitos totalmente dissociados, as duas soluções terão os mesmos
valores para suas propriedades coligativas se a solução II contiver, por quilograma de água, qual
quantidade de mmol de Fe2(SO4)3:
Exercício 4.11. Algumas gotas de uma solução concentrada de ácido clorídrico foram adicionadas
a 100 ml de uma solução aquosa de sacarose 0,10 mol/l. A solução resultante foi dividida em duas
partes. A primeira foi imediatamente resfriada, anotando-se a temperatura T1 de início de solidi�-
cação. A segunda foi imediatamente colocada em banho-maria a 90°C, por um período de 24 horas.
Após esse período, a segunda solução foi resfriada, anotando-se a temperatura T2 de início de solidi�-
cação. Considerando-se T0 a temperatura de solidi�cação da água pura, qual das opções a seguir está
CORRETA?
a) (T0 - T1) ' (T0 - T2)
b) (T0 - T1) ' 2 (T0 - T2)
c) 2 (T0 - T1) ' (T0 - T2)
d) T1 ' 2(T2)
e) 2 (T1) ' T2
Exercício 4.12. Qual das opções a seguir contém a substância no estado sólido que, adicionada a 100
ml de água pura na temperatura de 25°C e em quantidade igual a 0,10 mol, produzirá uma solução
aquosa com MAIOR pressão osmótica?
a)Ag2O
b)Na2O
c)MgO
d)Ba(OH)2
e)Al(OH)3
Exercício 4.13. Considere as seguintes a�rmações relativas aos sistemas descritos a seguir, sob pressão
de 1atm:
I. A pressão de vapor de uma solução aquosa de glicose 0,1 mol/L é menor que a pressão de vapor
de uma solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L a 25°C.
II. A pressão de vapor do n-pentano é maior do que a pressão de vapor do n-hexano a 25°C.
III. A pressão de vapor de substâncias puras como: acetona, éter etílico, etanol e água, todas em
ebulição, tem o mesmo valor.
IV. Quanto maior for a temperatura, maior será a pressão de vapor de uma substância.
V. Quanto maior for o volume de um líquido, maior será a sua pressão de vapor.
Destas a�rmações, estão CORRETAS
a) apenas I, II, III e IV
b) apenas I, II e V
c) apenas I, IV e V
d) apenas II, III e IV
e) apenas III, IV e V.
CAPÍTULO 4. PROPRIEDADES COLIGATIVAS 14
Exercício 4.14. (Ita 2003) Uma solução líquida é constituída de 1,2- dibromo etileno (C2H2Br2)
e 2,3-dibromo propeno (C34Br2). A 85°C, a concentração do 1,2-dibromo etileno nesta solução é
igual a 0,40 (mol/mol). Nessa temperatura as pressões de vapor saturantes do 1,2-dibromo etileno
e do 2,3-dibromo propeno puros são, respectivamente, iguais a 173 mmHg e 127 mmHg. Admitindo
que a solução tem comportamento ideal, é CORRETO a�rmar que a concentração (em mol/mol) de
2,3-dibromo propeno na fase gasosa é igual a
a) 0,40. b) 0,42. c) 0,48. d) 0,52. e) 0,60
Exercício 4.15. Considere as a�rmações abaixo, todas relativas à pressão de 1 atm:
I - A temperatura de fusão do ácido benzóico puro é 122 °C, enquanto que a da água pura é 0 °C.
II - A temperatura de ebulição de uma solução aquosa 1,00 mol/l de sulfato de cobre é maior do
que a de uma solução aquosa 0,10 mol/l deste mesmo sal.
III - A temperatura de ebulição de uma solução aquosa saturada em cloreto de sódio é maior do
que a da água pura.
IV - A temperatura de ebulição do etanol puro é 78,4 °C, enquanto que a de uma solução alcoólica
10% (m/m) em água é 78,2 °C.
Das diferenças apresentadas em cada uma das a�rmações acima, está(ão) relacionada(s) com pro-
priedades coligativas
a) apenas I e III.
b) apenas I.
c) apenas II e III.
d) apenas II e IV.
e) apenas III e IV.
Exercício 4.16. Dois frascos abertos, um contendo água pura líquida (frasco A) e o outro contendo
o mesmo volume de uma solução aquosa concentrada em sacarose (frasco B), são colocados em um
recipiente que, a seguir, é devidamente fechado. É CORRETO a�rmar, então, que, decorrido um longo
período de tempo:
a) os volumes dos líquidos nos frascosA e B não apresentam alterações visíveis.
b) o volume do líquido no frasco A aumenta, enquanto que o do frasco B diminui.
c) o volume do líquido no frasco A diminui, enquanto que o do frasco B aumenta.
d) o volume do líquido no frasco A permanece o mesmo, enquanto que o do frasco B diminui.
e) o volume do líquido no frasco A diminui, enquanto que o do frasco B permanece o mesmo.
Capítulo 5
Misturas de Soluções II
5.1 Química analítica
É uma ciência de medição que consiste de um conjunto de métodos que auxiliam nessas medidas.
5.1.1 Métodos
� Métodos gravimétricos: determinam a massa do analito ou de algum composto quimicamente a
ele relacionado.
� Método volumétrico: mede-se o volume da solução contendo reagente em quantidade su�ciente
para reagir com todo analito presente.
� Métodos eletroanalíticos: envolvem a medida de alguma propriedade elétrica, como o potencial,
corrente, resistência e quantidade de carga elétrica.
5.2 Dosagem, Titulação ou Titulometria
Titulação é uma técnica comum de laboratório usada para determinar a concentração de um reagente
conhecido. O método consiste em reagir completamente um volume conhecido de uma amostra com um
volume determinado de um reagente de natureza e concentração conhecida. A substância de interesse
em qualquer determinação recebe o nome de analito. A espécie química com concentração de�nida
recebe o nome de titulante. A solução a ter sua concentração determinada recebe o nome de titulado.
Existem vários tipos de titulação, destacando-se a titulação ácido-base, titulação de oxidação-
redução e titulação de complexação.
5.3 Titulação Ácido-Base
Neste processo faz-se reagir um ácido com uma base para que se atinja o ponto de equivalência. À
medida que é adicionado o titulante ao titulado, o pH da solução (titulante+titulado) vai variar, sendo
possível construir um grá�co desta variação, ao qual se dá o nome de curva de titulação. O ponto de
equivalência pode variar dependendo da concentração inicial do titulante e do titulado.
15
CAPÍTULO 5. MISTURAS DE SOLUÇÕES II 16
Normalmente, para se fazer uma titulação, utiliza-se um frasco de erlenmeyer (onde são postos o
titulado, água, um indicador ácido/base) e uma bureta, onde está contido o titulante.
5.4 Acidimetria e Alcalimetria
� Acidimetria: determinação da concentração de um ácido.
� Alcalimetria: determinação da concentração de uma base
5.5 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 Rosa Azul
Fenolftaleína Incolor Vermelho
Alaranjado de metila Vermelho Amarelo
Azul de brotimol Amarelo Azul
5.6 Aparelhagem Usada
Os equipamentos usados habitualmente em uma titulação são uma bureta e um erlenmeyer.
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.
CAPÍTULO 5. MISTURAS DE SOLUÇÕES II 17
Capítulo 6
Cinética Química
De�nição 6.1. Estudo das velocidades da reação.
6.1 Velocidade das Reações
aA+ bB −→ cC + dD
A e B diminuem com o tempo.
C e D aumentam com o tempo.
. . .
v =
∆n
∆t
(6.1.1)
vreação = −
vA
a
= −vB
b
=
vC
c
=
vD
d
(6.1.2)
[v] = mol.s−1
Exemplo 6.1. Uma amostra de álcool queima (combustão completa) 230 g de etanol por minuto.
Determine todas as velocidades de consumo e de formação em mol.h−1.
Exemplo 6.2. Uma fábrica de amônia opera através de processo de Haber-Bosch. N2(g) + 3H2(g) −→
2NH3(g). Se é desejada a produção de 1,02 kg de amônia por minuto, qual a velocidade de consumo
do hidrogênio em mol.h−1.
6.2 Teoria das Colisões
Descreve com reações químicas ocorrem. São necessários alguns fatores para que uma reação ocorra:
� colisão efetivas e ordenadas entre as moléculas dos reagentes
� moléculas tenham energia su�ciente para ocorrência da reação (Energia de Ativação - Ea)
De�nição 6.2 (Energia de Ativação). É a energia mínima necessária para que o complexo ativado
seja formado. Esse complexo é um estado intermediário entre os reagentes cujas ligações estão em
processo de quebra e os produtos cujas ligações estão em fase de formação.
18
CAPÍTULO 6. CINÉTICA QUÍMICA 19
Exemplo
A2 +B2 → 2AB
Grá�co
6.3 Fatores que In�uenciam na Velocidade
6.3.1 Luz
Só afeta determinadas reações, chamadas fotoquímicas.
Exemplo 6.3. fotossíntese; bronzeamento.
6.3.2 Superfície de Contato
Depende do grau de subdivisões do reagente. Afeta principalmente reações entre de sólidos.
Quanto mais fragmentado o reagente, maior a superfície de contato, logo maior será a velocidade
re reação.
Exemplo 6.4. Reagente em pó reage mais rápido: sal de frutas
6.3.3 Pressão
Só in�uencia reações das quais participam gases.
Maior pressão ⇒ maior número de choques entre as moléculas ⇒ maior velocidade de reação
CAPÍTULO 6. CINÉTICA QUÍMICA 20
6.3.4 Temperatura
O aumento da temperatura aumenta a velocidade de qualquer reação, pois aumenta a quantidade e a
intensidade de choques entre os reagentes.
Lei aproximada: para um aumento de 10 °C a velocidade dobra.
6.3.5 Quantidade de Reagentes
Tem lógica semelhante à pressão.
Maior concentração de reagentes ⇒ maior número de choques entre as moléculas ⇒ maior veloci-
dade de reação
6.4 Lei das Velocidades
A lei das velocidades é descrita por uma equação matemática na qual estão expressas as in�uências
de cada reagente na velocidade da reação além de uma constante de proporcionalidade. Considere a
reação balanceada abaixo:
aA+ bB + cC + ... −→ Produtos
v = k[A]x[B]y[C]z... (6.4.1)
k representa a constante da velocidade e [X] a concentração do reagente X.
Os expoentes relativos a cada uma das concentrações não são necessariamente iguais aos coe�cientes
da reação e sua determinação deve ser feita experimentalmente ou a partir de informações exatas sobre
o mecanismo no qual a reação se processa.
6.4.1 Reação Elementar
É a reação que se processa em uma única etapa. Para essas reações, os coe�cientes da reação são iguais
aos expoentes de cada um dos reagentes na lei de velocidade.
6.4.2 Ordem das Reações
� Ordem Parcial: é o expoente ao qual está elevada a concentração de um determinado reagente
X.
� Ordem Global: é a soma das ordens parciais.
Exemplo 6.5. Determine as ordens parciais e global da seguinte lei das velocidades: v = k[A]2[B]1.
Exemplo 6.6. Para a reação não balanceada A+B −→ Produtos foram feitas diversas experiências
cujos resultados estão no quadro abaixo:
[A] (mol/l) [B] (mol/l) v (mol.l−1h−1)
0,1 0,1 1
0,1 0,2 2
0,2 0,1 4
0,2 0,2 8
0,3 0,3 x
CAPÍTULO 6. CINÉTICA QUÍMICA 21
Determine:
A) A lei das velocidades
B) A ordem da reação
C) O valor de x
Exemplo 6.7. (IME 06 - adaptada) Para a reação foram realizados três experimentos, conforme a
tabela abaixo:
Experimento [A] (mol/l) [B] (mol/l) v (mol.l−1h−1)
1 0,10 0,10 2.10−3
2 0,20 0,20 8.10−3
3 0,10 0,20 4.10−3
Determine:
A) A lei das velocidades.
B) A constante da velocidade.
Observação 6.1. Ordens podem ser negativas ou até mesmo fracionárias.
Ordens negativas, em geral, estão relacionadas aos produtos e indicam que a velocidade cai quando
a concentração de produtos aumenta.
Exemplo 6.8. 2SO2(g) +O2(g) −→ 3SO3(g)
v = k[SO2][SO3]
−1/2
6.4.3 Catálise
O catalisador é uma substância que tem as seguintes propriedades:
� Não é consumido na reação global.
� Aumenta ou diminui a velocidade da reação.
� Não in�uencia no equilíbrio da reação.
O aumento da velocidade se dá pela redução da energia de ativação. E a redução da velocidade
(inibidores), pelo aumento da energia de ativação
Grá�co
CAPÍTULO 6. CINÉTICA QUÍMICA 22
6.5 Cinética das Reações
6.5.1 Ordem Zero
São reações em que a concentração de reagentes não in�uencia na velocidade, ou seja, a velocidade é
constante para uma dada temperatura.
−∆[A]∆t = k
−d[A]dt = k ⇒
´ A
A0
d[A] =
´ t
0
−kdt
[A] = [A]0 − kt (6.5.1)
Meia Vida (T)[A] = [A]0/2 = [A]0 − kT
T =
[A]0
2k
(6.5.2)
Grá�cos
6.5.2 Primeira Ordem
Podemos representá-la como:
−∆[A]∆t = k[A]
−d[A]dt = k[A]⇒
´ A
A0
d[A]
[A] =
´ t
0
−kdt
ln[A] = ln[A]0 − kt (6.5.3)
[A] = [A]0e
−kt (6.5.4)
Meia Vida
[A] = [A]0/2 = [A]0e
−kT
T =
ln 2
k
(6.5.5)
CAPÍTULO 6. CINÉTICA QUÍMICA 23
Grá�cos
'
6.5.3 Segunda Ordem
Podemos representá-la como:
−∆[A]∆t = k[A]
2
−d[A]dt = k[A]
2 ⇒
´ A
A0
d[A]
[A]2 =
´ t
0
−kdt
1
[A]
=
1
[A]0
+ kt (6.5.6)
Meia Vida
[A] = [A]0/2⇒ 2[A]0 =
1
[A] + kT
T =
1
k.[A]0
(6.5.7)
Grá�cos
6.6 Mecanismos da Reação
Para se escrever a lei das velocidades de uma reação, em geral, não podemos escrever os coe�cientes
estequiométricos como expoentes das concetrações, porque essas reações ocorrem em diversas etapas,
chamadas reações elementares.
Cada reação elementar descreve um evento distinto de colisões de partículas. A soma dessas reações
elementares fornece os produtos formados, omitindo os intermediários.
Exemplo 6.9. 2O3 −→ 3O2
Etapa 1: O3 −→ O2 +O
Etapa 2: O +O3 −→ O2 +O2
CAPÍTULO 6. CINÉTICA QUÍMICA 24
6.6.1 Reações em Múltiplas Etapas
Considere a reação abaixo:
2NO(g) +O2(g) −→ 2NO2(g)
� Etapa 1:
� NO +NO −→ N2O2
� N2O2 −→ NO +NO
� Etapa 2:
� O2 +N2O2 −→ NO2 +NO2
� A volta é muita lenta. Podemos desprezá-la.
vN2O2 = k1[NO]
2 − k′1[N2O2]− k2[N2O2][O2] = 0
[N2O2] =
k1[NO]
2
k′1+k2[O2]
vNO2 = 2k2[N2O2][O2] =
2k1k2[NO]
2[O2]
k′1+k2[O2]
se: k′1[N2O2]� k2[N2O2][O2]⇒ k′1 + k2[O2] = k′1
vNO2 =
2k1k2
k′1
[NO]2[O2]
A reação elementar mais lenta na sequência da reação governa a taxa de formação de produtos.
Etapa elementar 1: A+B k1, lenta−−−−−−→
C +D
Etapa elementar 2: D +A k2, rápida−−−−−−−→
E
Reação Global: 2A+B −→ C + E
v = k1[A][B]
CAPÍTULO 6. CINÉTICA QUÍMICA 25
6.7 Equação de Arrhenius
A velocidade de uma reação depende da energia e da frequência das colisões entre os reagentes e da
temperatura.
k = A.e
−Ea
RT (6.7.1)
lnk = lnA− Ea
RT
(6.7.2)
A é o fator que representa a frequência, Ea é a energia de ativação da reação e a exponencial
representa a fração de moléculas com energia mínima para reagir
Podemos também relacionar o valor de k para duas temperaturas distintas.
ln
k1
k2
= −Ea
T
(
1
T1
− 1
T2
)
(6.7.3)
Grá�cos
6.8 Exercícios
Exercício 6.1. (Adaptado de Atkins) � Ao dobrarmos a concentração de NO, a velocidade da reação
2NO+O2 → 2NO2 aumenta quatro vezes. Ao dobrarmos as concentrações de NO e de O2, a velocidade
aumenta 8 vezes. Quais são (a) a ordem dos reagentes, (b) a ordem total da reação e (c) as unidades
de k, se a velocidade for expressa em mols por litro por segundo?
Exercício 6.2. A reação A→ 2B é de ordem zero. Sabe-se que, em determinadas condições, operando
em um reator a volume constante, após 1 hora do início da reação, 60% de A reagiu. Que quantidade
de B será formada depois de mais 0,5 hora de reação?
Exercício 6.3. A reação Z → P + 2Q é de ordem zero e ocorre a volume constante. Partindo de Z
puro a uma pressão de 5 atm, veri�ca-se que, 20 minutos depois de iniciada a reação, a pressão total do
sistema atinge 5,7 atm. Qual será a pressão total do sistema 150 minutos depois de iniciada a reação?
Exercício 6.4. (IME 02) Considere a seguinte reação: 2A+B → C A partir dos dados fornecidos na
tabela abaixo, calcule a constante de velocidade da reação e o valor da concentração X. Considere que
as ordens de reação em relação aos reagentes são iguais aos respectivos coe�cientes estequiométricos.
Teste [A] (mol/l) [B] (mol/l) v (mol.l−1s−1)
1 10 x v
2 x 20 2v
3 15 30 13500
CAPÍTULO 6. CINÉTICA QUÍMICA 26
Exercício 6.5. (IME 05)O propeno pode ser obtido através da reação de isomerização do ciclopropano,
conforme apresentado na reação abaixo:
O estudo teórico da cinética, considerando diferentes ordens para esta reação, fornece as seguintes
equações:
[∆] = 0, 100=kt, se a reação for de ordem zero; ln( [∆]0,100 ) = −kt, se a reação for de primeira ordem;
e 1[∆] −
1
0,100 = kt, se a reação for de segunda ordem, onde k é a constante de velocidade. Segundo este
estudo, foram obtidos dados experimentais da concentração de ciclopropano [∆] ao longo do tempo t,
apresentados nos grá�cos abaixo em três formas diferentes. Considerando as informações mencionadas,
determine a expressão da velocidade de reação para a isomerização do ciclopropano.
Exercício 6.6. (IME 08) A um reator isotérmico com capacidade de 100 l são adicionados 10 mols do
gás X e 15 mols do gás Y, ocorrendo formação do gás Z segundo a reação elementar: X(g)+Y (g) 
 Z(g)
A tabela abaixo representa dados cinéticos da reação, onde w representa a diferença entre as velocidades
das reações direta e inversa. Determine a concentração máxima de Z que pode ser obtida.
Tempo (min) X (mol) w (mol/l.min)
0 10 0,450
10 8 0,212
Exercício 6.7. (IME 12) Um grupo de alunos desenvolveu um estudo sobre três reações irreversíveis
de ordens zero, um e dois. Contudo, ao se reunirem para confeccionar o relatório, não identi�caram a
correspondência entre as colunas da tabela abaixo e as respectivas ordens de reação.
t(s) C1(mol/l) C2(mol/l) C3(mol/l)
200 0,8000 0,8333 0,8186
210 0,7900 0,8264 0,8105
220 0,7800 0,8196 0,8024
230 0,7700 0,8130 0,7945
240 0,7600 0,8064 0,7866
Considere que o modelo ∆C∆t = −kC
n descreva adequadamente as velocidades das reações estudadas.
Considere ainda que as magnitudes das constantes de velocidade especí�ca de todas as reações são
idênticas à reação de segunda ordem, que é 1, 0.10−3l/mol.s. Assim, pode-se a�rmar que C1, C2 e C3
referem-se, respectivamente, a reações de ordem
a) 1, 2 e 0. b) 0, 1 e 2. c) 0, 2 e 1. d) 2, 0 e 1. e) 2, 1 e 0
(IME 07) Para a reação hipotética A+B −→ Produtos, tem-se os seguintes dados:
A(mol.l−1) B(mol.l−1) v(mol.l−1h−1)
10,00 10,00 100,00
Considerando a mesma reação, veri�cou-se também a seguinte correlação:
A(mol.l−1) B(mol.l−1) v(mol.l−1h−1)
10α β αβαα
CAPÍTULO 6. CINÉTICA QUÍMICA 27
onde α e β são, respectivamente, as ordens da reação em relação a A e a B. Sabendo que α\β = 10, 0,
determine: a) a constante de velocidade k; b) os valores numéricos das ordens parciais e global da
reação.
(IME-09) Considere a seqüência de reações e o per�l energético associados ao processo de oxidação
do dióxido de enxofre.
Etapa 1 (elementar): SO2 +NO2 → SO3 +NO
Etapa 2: NO +O2 → 2NO2
A alternativa que apresenta corretamente os compostos no estágio II, o catalisador e a lei de
velocidade para a reação global é:
Estágio II Catalisador Lei de Velocidade
A) NO,O2 NO k[SO2]2[O2]
B) SO3, NO,O2 NO2 k[SO2]2[O2]
C) SO3, NO,O2 NO2 k[SO2][NO2]
D) NO,O2 NO k[SO2][NO2]
E) SO3, NO,NO2 O2 k[SO2][NO2]
Exercício 6.8. (IME-08) Para a reação genérica aA � bB + cC, analise os cinco casos abaixo.
Considere que [A]0 = concentração molar inicial de A; VA = velocidade de reação; ki = constante
de velocidade no i-ésimo caso; Ea = energia de ativação; e T = temperatura absoluta. A partir das
informações contidas nos grá�cos, assinale a alternativa correta.
Caso 1 Caso 2 Caso 3 Caso 4 Caso 5
VA = k1[A] VA = k2[A] VA = k3 VA = k4 Ea(1) < Ea(2)
VA = k1[A]
2 VA = k2[A] VA = k3[A] VA = k4[A] Ea(1) > Ea(2)
VA = k1[A] VA = k2[A]
2 VA = k3 VA = k4 Ea(1) < Ea(2)
VA = k1[A]
2 VA = k2[A]
2 VA = k3[A] VA = k4[A] Ea(1) < Ea(2)
VA = k1[A] VA = k2[A]
2 VA = k3 VA = k4 Ea(1) > Ea(2)
Capítulo 7
Equilíbrio Químico
De�nição 7.1. Equilíbrio químico é o estágio em uma reação quando não há variação na quantidade
dos componentes (reagente e produto). Esse é um equilíbrio dinâmico, ou seja, as velocidades de
consumo dos reagentes (formação dos produtos) e a velocidade de consumo dos produtos (formação
dos reagentes) são as mesmas. O equilíbrio só pode ser atingido em recipientes fechados e à temperatura
constante.
7.1 Lei de Ação das Massas
Dada a reação elementar: aA+ bB −→ cC + dD, as velocidades são dadas por:
vIDA = kIDA[A]
a[B]b
vV OLTA = kV OLTA[C]
c[D]d
vIDA = vV OLTA ⇒ kIDA[A]a[B]b = kV OLTA[C]c[D]d
kc =
kIDA
kV OLTA
=
[C]c[D]d
[A]a[B]b
(7.1.1)
kc é a constante de equilíbrio paraconcentrações.
7.1.1 Análise Grá�ca
7.1.2 Observações
� kc só depende da temperatura
28
CAPÍTULO 7. EQUILÍBRIO QUÍMICO 29
� kc é adimensional
De�nimos cada [X] como a razão entre a concentração de X e a concentração padrão de 1mol.l−1
k =
( [C]1 )
c
( [D]1 )
d
( [A]1 )
a
( [B]1 )
b
� Sólidos e líquidos não entram na expressão de kc
� kc muito grande indica reação �completa�.
� kc muito pequeno indica reação que não ocorreu.
De�nição 7.2. Grau de Equilíbrio (α): Indica a porcentagem em mols de uma determinada espécie
que reagiu para estabelecer o equilíbrio. Podemos representar:
α =
quantidade de mol que reagiu
quantidade de mol inicial
(7.1.2)
7.2 kp
Constante de equilíbrio em função de pressões parciais. Usada para sistemas gasosos.
Para a reação: aA(g) + bB(g) −→ cC(g) + dD(g)
kp =
pcC .p
d
D
paA.p
b
B
(7.2.1)
7.2.1 Relação entre kp e kc
kp = kc(RT )
∆n (7.2.2)
Demonstração. PV = nRT ⇒ P = [X]RT
kp =
pcC .p
d
D
paA.p
b
B
= [C]
c[D]d
[A]a[B]b
(RT )d+c−a−b = kc(RT )
∆n
Exemplo 7.1. As pressões parciais de nitrogênio e hidrogênio em um recipiente rígido e fechado são
0,01 e 0,02 atm respectivamente. A mistura é aquecida até uma temperatura em que kp = 0, 11 para
N2(g) +H2(g) 
 NH3(g). Quais são as pressões parciais de equilíbrio dos gases?
Exemplo 7.2. Cloreto de hidrogênio é adicionado em um recipiente fechado para reagir com iodo
sólido até que sua pressão parcial seja 0,012 atm. Na temperatura do experimento, kp = 3, 5.10−32
para HCl(g) + I2(s) � HI(g) + Cl2(g). Quais são as pressoes parciais de equilíbrio de cada uma das
substâncias gasosas?
CAPÍTULO 7. EQUILÍBRIO QUÍMICO 30
7.3 Perturbações no Equilíbrio
Toda reação química reversível tende a um equilíbrio em que as velocidades da reação direta e inversa
são iguais:
ReagentevI �
vD Produtos, em que vD = vI .
Em conseqüência, as concentrações de cada substância presente no equilíbrio permanecem inalte-
radas. Qualquer fator que altere esta condição (vD = vI) desequilibra a reação, até se atingir um novo
equilíbrio, no qual as concentrações dos reagentes e produtos se modi�caram em relação aos valores
originais.
Se, no novo equilíbrio, a concentração dos produtos for maior que a concentração original, dizemos
que houve deslocamento para a direita (sentido de formação dos produtos), já que vD foi maior que
vI :
ReagentevI
←−→
vD
Produtos
No entanto, se a concentração dos reagentes for maior do que na situação anterior de equilíbrio,
dizemos que houve deslocamento para a esquerda (sentido de formação dos reagentes), já que vI foi
maior que vD:
ReagentevI
→←−
vD
Produtos
Em 1884, Le Chatelier enunciou o princípio geral que trata dos deslocamentos dos estados de
equilíbrio, que �cou conhecido como Princípio de Le Chatelier.
�Quando uma força externa age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando anular
a ação da força aplicada.�
� As forças capazes de deslocar o equilíbrio químico são:
� pressão sobre o sistema;
� temperatura;
� concentração dos reagentes ou produtos.
7.3.1 Concentração dos Participantes do Equilíbrio
Um aumento na concentração de qualquer substância (reagentes ou produtos) desloca o equilíbrio
no sentido de consumir a substância adicionada. O aumento na concentração provoca aumento na
velocidade, fazendo com que a reação ocorra em maior escala no sentido direto ou inverso.
Diminuindo a concentração de qualquer substância (reagentes ou produtos) desloca-se o equilíbrio
no sentido de refazer a substância retirada. A diminuição na concentração provoca uma queda na
velocidade da reação direta ou inversa, fazendo com que a reação ocorra em menor escala nesse sentido.
Exemplo 7.3. 2CO(g) +O2(g) � 2CO(g)
O aumento na concentração de CO ou O2 provoca aumento em vD, fazendo com que vD > vI ,
portanto o equilíbrio desloca-se para a direita.
A diminuição na concentração de CO ou O2 provoca queda em vD, fazendo com que vD < vI ;
portanto, o equilíbrio desloca-se para a esquerda.
Exemplo 7.4. C(s) + CO2(g) � 2CO(g)
Para equilíbrio em sistema heterogêneo, a adição de sólido (C(s)) não altera o estado de equilíbrio,
pois a concentração do sólido é constante e não depende da quantidade.
Observação 7.1. Tudo o que foi discutido para a concentração também é válido para as pressões parciais
em sistemas gasosos.
CAPÍTULO 7. EQUILÍBRIO QUÍMICO 31
7.3.2 Pressão Total sobre o Sistema
Um aumento na pressão desloca o equilíbrio no sentido do menor volume gasoso. Uma diminuição na
pressão desloca o equilíbrio no sentido do maior volume gasoso.
Exemplo 7.5. 3H2(g) +N2(g) � 2NH3(g)
� Aumento de pressão desloca o equilíbrio para a direita (menor volume).
� Diminuindo a pressão, desloca-se o equilíbrio para a esquerda (maior volume).
Existem equilíbrios que não são afetados pela pressão:
� não é observada variação de volume:
Exemplo 7.6. 2HI(g) � H2(g) + I2(g)
� não encontramos reagentes e nem produto no estado gasoso
CH3COOH(l) + CH3CH2OH(l) � CH3COOC2H5(l) +H2O(l)
Observação 7.2. A adição de gás inerte, ou seja, um gás que não participa da reação NÃO altera o
equilíbrio.
7.3.3 Temperatura
Um aumento na temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico. Uma diminuição na tempe-
ratura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico.
Exemplo 7.7. N2 + 3H2 � 2NH3 ∆H = �26, 2kcal
� Um aumento na temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda (endotérmico).
� Diminuindo-se a temperatura, desloca-se o equilíbrio para a direita (exotérmico).
A temperatura é o único fator que desloca o equilíbrio e altera o valor da constante de equilíbrio.
Por exemplo , um aumento na temperatura provoca aumento do valor da constante de equilíbrio para
reações endotérmicas (∆H > 0) e diminuição para exotérmicas (∆H < 0).
Observação 7.3. O catalisador não desloca o equilíbrio porque aumenta a velocidade da reação direta
e inversa na mesma proporção. O catalisador apenas diminui o tempo necessário para que o estado de
equilíbrio seja atingido.
7.4 Exercícios
Exercício 7.1. Num recipiente de aço de volume 10,0 l, previamente evacuado, com temperatura
mantida em 500K, injetam-se 1 mol de H2(g) e 1 mol de I2(g). Uma hora depois, já foi estabelecido
o equilíbrio: H2(g) + I2(g) � 2HI(g). Com kc = 49, 0. Considerando R = 0, 082 atm.l.mol−1K−1.
Determine:
A) A pressão no recipiente após a injeção dos gases.
B) As pressões parciais neste instante.
CAPÍTULO 7. EQUILÍBRIO QUÍMICO 32
C) O valor de kp para este equilíbrio.
D) O número de mols de cada gás no equilíbrio
E) A pressão no recipiente
F) As pressões parciais de cada gás no equilíbrio
Exercício 7.2. Em determinadas condições, nitrogênio reage com oxigênio para formar óxido de
dinitrogênio. Suponha que uma mistura de 0,482 mol de nitrogênio e 0,933 mol de oxigênio é colocada
para reagir em um recipiente fechado de 10,0 l de volume. Na temperatura em que a reação ocorre,
kp = 3, 2.10
−28. Calcule as pressões parciais dos gases no equilíbrio.
Exercício 7.3. Suponha que coloquemos 3,12 g de PCl5 em um recipiente de 500 ml e ocorra a
reação de decomposição do PCl5 em PCl3 e Cl2 à 250°C, em que kp = 78, 3. Sabendo que todas as
substâncias são gasosas a 250 °C. Calcule a molaridade das substâncias no equilíbrio.
Exercício 7.4. Suponha que após o atingido o equilíbrio da questão anterior, seja adicionado 0,0100
mol de Cl2(g) ao recipiente. Calcule as novas concentrações dos gases após o equilíbrio ser novamente
alcançado.
Exercício 7.5. Considere a reação de esteri�cação: ácido(solv) + álcool(solv) � éster(solv) + água(solv),
em que (solv) é um solvente adequado, THF, por exemplo. Para esta reação a 25°C, kc = 4, 0. Calcular
o número de mol do éster obtido:
A) Partindo-se de 1 mol de ácido e 1 mol de álcool
B) Partindo-se de 1 mol de ácido e 4 mol de álcool
Exercício 7.6. Para a reação SO2(g) +Cl2(g) � SO2Cl2(g), a uma temperatura particular, kc = 55, 5.
Se 1 mol de SO2(g) e 1 mol de Cl2(g) são colocados em um recipiente de 10,0 l, qual será a concentração
de SO2Cl2(g) ao se atingir o estado de equilíbrio?
Exercício 7.7. Umrecipiente fechado, mantido a volume e temperatura constantes, contém a espécie
química X no estado gasoso a pressão inicial Po. Esta espécie decompõe-se em Y e Z de acordo com a
seguinte equação química: X(g) � 2Y(g) + 1/2 Z(g). Admita que X, Y e Z tenham comportamento
de gases ideais. Assinale a opção que apresenta a expressão CORRETA da pressão (P) no interior do
recipiente em função do andamento da reação, em termos da fração α de moléculas de X que reagiram.
a) P = [1 + (1/2)α]Po
b) P = [1 + (2/2)α]Po
c) P = [1 + (3/2)α]Po
d) P = [1 + (4/2)α]Po
e) P = [1 + (5/2)α]Po
Exercício 7.8. Demonstre que para o equilíbrio: N2O4(g) � 2NO2(g), a constante Kp é dada por
Kp =
4α2
1−αpT . Em que pT é a pressão total inicial do sistema, que só continha N2O4.
Capítulo 8
Equilíbrio Iônico
8.1 Introdução
Considere o eletrólito AB em solução aquosa:
AB � A+ +B�
K =
[A+][B−]
[AB]
(8.1.1)
Sua ionização (se AB for molecular) ou sua dissociação (se AB for iônico) também é um fenômeno
reversível e, assim sendo, atingirá, após determinado tempo, o equilíbrio químico.
Este equilíbrio será agora chamado de equilíbrio iônico porque aparecem íons. Importante ressaltar
que, no caso de bases fortes e sais solúveis, não podemos falar em equilíbrio iônico, já que a reação
inversa não se processa (a dissociação não é reversível).
Exemplo 8.1. HCN � H+ + CN−
Ka =
[H+][CN−]
[HCN ]
Exemplo 8.2. NH4OH � NH
+
4 +OH
−
Ka =
[NH+4 ][OH
−]
[NH4OH]
Observação 8.1. Valores altos de k indicam eletrólitos fortes que são, portanto, muito dissociados ou
ionizados; enquanto valores baixos indicam que o eletrólito é fraco. Na tabela seguinte, temos valores
de Ka de alguns ácidos:
Ácido ka Força
HCN 4, 7.10−10 muito fraco
HAc 1, 3.10−5 fraco
HNO2 7.10
−4 moderado
HI 3.10+9 forte
33
CAPÍTULO 8. EQUILÍBRIO IÔNICO 34
8.2 Lei de Diluição de Ostwald
Chamamos o grau de ionização de um eletrólito, que pode ser de�nido como a fração do mol que está
ionizada na solução. Portanto, para cada mol que foi inicialmente dissolvido, a representa a parte que
se ionizou. De forma geral, temos:
α =
quantidade em mols ionizados
quantidade inicial de mols dissolvidos
(8.2.1)
A partir da concentração molar M e do grau de ionização (α), podemos relacionar k e α:
AB � A+ B−
I M - -
R Mα Mα Mα
Eq M −Mα Mα Mα
k = Mα.MαM−Mα
k =
Mα2
1− α
(8.2.2)
Esta fórmula é a Lei da Diluição de Ostwald e permite concluir que, quanto menor a concentração
de um eletrólito, maior será seu grau de ionização, o que signi�ca dizer que o grau de ionização aumenta
à medida que se dilui a solução.
Para eletrólitos fracos, nos quais os valores de α são muito pequenos, podemos considerar 1−α = 1,
o que simpli�ca a equação de Ostwald para:
k = Mα2 (8.2.3)
8.3 Efeito do Íon Comum
Efeito do íon comum é o nome que se dá à aplicação do princípio de Le Chatelier (deslocamento do
equilíbrio) para equilíbrios iônicos.
Exemplo 8.3. Considere o equilíbrio que se estabelece quando HCN é colocado em água:HCN �
H+ + CN�
Vamos supor agora que se adicione à solução cianeto de sódio (NaCN). Como NaCN é iônico, sua
dissociação é total: NaCN → Na+ + CN�
O íon CN� oriundo do cianeto de sódio é comum ao equilíbrio do ácido; logo, sua concentração
aumentará, o que provocará o deslocamento do equilíbrio para a esquerda, no sentido de formar HCN,
diminuindo, portanto, a ionização do ácido.
O fato de o grau de ionização de um eletrólito diminuir pela adição, na solução, de outro eletrólito
que possua um íon igual a um dos íons do 1o eletrólito recebe o nome de efeito de íon comum.
Exemplo 8.4. É importante lembrar que há íons que, apesar de não serem comuns ao equilíbrio iônico,
também podem deslocá-lo. Tomemos, por exemplo, a dissociação de NH4OH � NH
+
4 +OH
−.
Se a esta solução adicionarmos um ácido qualquer, estaremos adicionando H+, que reagirá com os
íons OH� da base, formando água.
A concentração de íons OH� irá diminuir e, portanto, o equilíbrio será deslocado para a direita,
aumentando a dissociação da base.
CAPÍTULO 8. EQUILÍBRIO IÔNICO 35
8.4 Equilíbrio Iônico da Água (kw)
A água é um eletrólito extremamente fraco, que se ioniza segundo a equação:
H2O +H2O � H3O+ +OH�
Ou simplesmente:
H2O � H
+ +OH− (8.4.1)
Como toda ionização, a da água também atinge um equilíbrio, chamado equilíbrio iônico da água.
Em 1 litro de água:
n = m/MM = 1000/18 = 55, 5 mol
Destes 55,5 mols, constata-se experimentalmente que apenas 10�7 mol sofrem ionização. A cons-
tante de ionização da água pode ser deter-minada pela equação:
k =
[H+][OH−]
[H2O]
(8.4.2)
No entanto, a 25 ºC, a quantidade de água que �ca sem se ionizar assume o valor de (55,5 � 10�7)
mol/l, que é praticamente o valor inicial de 55,5 mol/l. Podemos então concluir que a concentração
de água ([H2O]) é praticamente constante e, portanto:
kw = [H
+][OH−] (8.4.3)
O produto iônico da água, kw, tem valor igual a 10�14 a 25 ºC. kw é uma constante de equilíbrio e
como tal não é afetada pela variação na concentração de H+ ou OH�, mas varia com a temperatura.
� Para soluções ácidas: [H+] > [OH−]
� Para soluções básicas: [H+] < [OH−]
� Para soluções neutras: [H+] = [OH−]
8.5 pH e pOH
Para não se trabalhar com potências negativas, como, por exemplo, Peter L. Sörensen propôs uma nova
escala para as medidas de acidez e basicidade das soluções, utilizando logaritmo segundo as de�nições:
pH = −log[H+] (8.5.1)
pOH = −log[OH−] (8.5.2)
A letra p, minúscula, signi�ca potencial; portanto:
� pH é o potencial hidrogeniônico da solução;
� pOH é o potencial hidroxiliônico da solução.
CAPÍTULO 8. EQUILÍBRIO IÔNICO 36
8.5.1 Soluções Ácidas
[H+] > [OH−]⇒ [H+] > 10−7 ⇒ log[H+] > −7
pH < 7 (8.5.3)
8.5.2 Para Soluções Básicas
[H+] < [OH−]⇒ [H+] < 10−7 ⇒ log[H+] < −7
pH > 7 (8.5.4)
8.5.3 Relação entre pH e pOH
kw = [H
+].[OH−]⇒ −log(kw) = −(log[H+] + log[OH−])
pH + pOH = 14 (8.5.5)
8.6 Exercícios
Exercício 8.1. O fenol é um composto orgânico de características fracamente ácidas. Uma solução
aquosa de concentração 1 molar apresenta pH=5,0. Calcule o valor do ka para o fenol.
Exercício 8.2. O ácido acético é um ácido fraco, de ka = 1, 8.10−5. Para uma solução 0,5 molar de
ácido acético, determine:
a) α
b) [H+]
c) pH
d) pOH
e) [OH−]
Exercício 8.3. Considere uma solução 1 molar de amônia, cujo kb = 1, 8.10−5. Calcular:
a) α
b) [OH−]
c) pOH
d) [H+]
e) pH
Exercício 8.4. Um indicador ácido-base monoprótico tem cor vermelha em meio ácido e cor laranja
em meio básico. Considere que a constante de dissociação desse indicador seja igual a 8, 0x10−5.
Assinale a opção que indica a quantidade, em mols, do indicador que, quando adicionada a 1 L de
água pura, seja su�ciente para que 80% de suas moléculas apresentem a cor vermelha após alcançar o
equilíbrio químico.
a) 1, 3x10−5 b) 3, 2x10−5 c) 9, 4x10−5 d) 5, 2x10−4 e) 1, 6x10−3
Exercício 8.5. A cocaína C17H21NO4 é solúvel em água até 0,17 g/100 ml. Uma solução saturada
tem pH = 10, 08. Qual o kb da cocaína?
log2 = 0, 3
CAPÍTULO 8. EQUILÍBRIO IÔNICO 37
Exercício 8.6. Na temperatura de 25°C e pressão igual a 1 atm, a concentração de H2S numa solução
aquosa saturada é de aproximadamente 0,1 mol.l=1. Nesta solução, são estabelecidos os equilíbrios
representados pelas seguintes equações químicas balanceadas:
I. H2S(aq) � H
+
(aq) +HS
=
(aq); kI = 9, 1.10
−8.
II. HS=(aq) � H
+
(aq) + S
2−
(aq); kII = 1, 2.10
=15.
Assinale a informação ERRADA relativa a concentrações aproximadas (em mol.l=1) das espécies
presentes nesta solução.
a) [H+]2[S2=] ≈ 1× 10=23
b) [S2=] ≈ 1× 10=15
c) [H+] ≈ 1× 10=7
d) [HS=] ≈ 1× 10=4
e) [H2S] ≈ 1x10=1
Exercício 8.7. Quando misturamos 1l de uma solução de ácido clorídrico que apresenta pH igual a
1, com 1l de uma outra solução do mesmo ácido de pH igual a 3, obtemos uma nova solução cujo pH
será igual a:
a) 1,0 b) 1,3 c) 2,0 d) 2,6 e) 3,0
Exercício 8.8. Sabe-se que a dissociação do ácido sulfúrico se dá nas seguintes etapas:
H2SO4 � H+ +HSO�4
HSO�4 � H
+ + SO�24 Kc = 1, 1x10
−2
Determine [H+], [HSO=4 ] e SO
=2
4 numa solução 1, 1x10−2 M desse ácido, bem como o pH dessa
solução.
Exercício 8.9. Calcule a concentração de íons S2� numa solução que é 0,08 M em H2S e contém HCl
su�ciente para dar um pH igual a 3,40.
Dados: H2S � HS� +H+ Ka1 = 1× 10−7 e HS� � S2� +H+ Ka2 = 1, 3× 10−13
Exercício 8.10. Preparou-se 1,00 L de uma solução de ácido clorídrico a partir da diluição de 8,6 ml
de uma solução 36% em massa do ácido, com densidade igual a 1,2 g/ml. O volume de 1,00 ml da
solução obtida foi diluído com água destilada até 100 ml. Calcular o pH da solução �nal.
Exercício 8.11. , Calcule as concentrações de todas as espécies de soluto em uma solução de H2SO3
0,10 mol/L.
Dados: H2SO3 � H+ +HSO
−
3 K1 = 1, 3.10
−2; e HSO−3 � H
+ + SO2−3 K2 = 6, 3.10
−8.
Exercício 8.12. Uma solução 0,1 M de ácido acético apresenta α = 1, 35%. Determine, à mesma
temperatura, o valor de α para uma solução 0,01 M do mesmo ácido.
Exercício 8.13. Qual o valor do pH numa solução de NH3 0,30 M contendo su�ciente NH4Cl dissolvido
para dar uma concentração de íon amônio igual a 1,2 M?
Dado: NH3 +H2O � NH
+
4 +OH
� Kb = 1, 8× 10−5
Exercício 8.14. Calcule o pH de uma istura constituída por 20,00 mL de NH4Cl 0,05 M e 30,00 mL
de NH3 0,20 M.
Dado: NH3 +H2O � NH
+
4 +OH
� Kb = 1, 8× 10−5
CAPÍTULO 8. EQUILÍBRIO IÔNICO 38
Exercício 8.15. Se 0,00010 moi de H3PO4 forem adicionados, formando uma solução, quais serão as
concentrações das quatro formas H3PO4, H2PO
1−
4 , HPO
2−
4 e PO
3−
4 . Os valores de k1, k2, e k3 são,
respectivamente, 7, 52x10−3, 6, 23x10−8 e 4, 5x10−13.
Exercício 8.16. Um indicador ácido-base tem um Ka de 3, 0x10−5. A forma ácida do indicador é
vermelha e a forma básica é azul. De quanto o pH deve variar de modo a mudar o indicador de 75%
vermelho para 75% azul?
Exercício 8.17. A constante de equilíbrio para a reação H3BO3 + glicerina� (H3BO3− glicerina)
tem o valor 0,9. Quantos mols de glicerina devem ser adicionados por litro de solução 0,10 molar de
H3BO3 de modo que 60% do ácido sejam convertidos no complexo?
Exercício 8.18. O equilíbrio p-xiloquinona + branco de metileno � p-xilohidroquinona + azul de
metileno pode ser estudado convenientemente pela observação na diferença da cor entre o azul de
metileno e o branco de metileno. Um milimol de azul de metileno foi adicionado a um litro de solução
que era 0,24 M em p-xilohidroquinona e 0,0120 M em p¬xiloquinona. Foi determinado que 4,0% do
azul de metileno adicionado foi reduzido a branco de metileno. Qual é a constante de equilíbrio da
reação acima? A equação é balanceada com uma molécula de cada uma das substâncias.
Capítulo 9
Hidrólise Salina
9.1 Introdução
A hidrólise salina se existir é a reação inversa à neutralização.
SAL+ ÁGUA −→ ÁCIDO +BASE (9.1.1)
O objetivo é determinar o pH da solução da solução salina.
9.2 Constante de Hidrólise (kh)
Para os equilíbrios químicos das reações de hidrólise, de�ne-se uma constante de equilíbrio chamada
constante de hidrólise (kh).
Dado o equilíbrio de hidrólise, a constante de hidrólise será:
kh =
[ÁCIDO][BASE]
[SAL]
(9.2.1)
A água não entra na expressão porque é o solvente e sua concentração molar é praticamente
constante.
9.3 Quadro Geral da Hidrólise
ÁCIDO BASE HIDRÓLISE CARÁTER
Forte Fraco SIM Ácido
Fraco Forte SIM Básico
Fraco Fraco SIM ?
Forte Forte NÃO Neutro
39
CAPÍTULO 9. HIDRÓLISE SALINA 40
9.3.1 Sal de Ácido Forte e Base Fraca
NH4Br((iônico) +H2O(molecular) � HBr(forte) +NH4OH(fraco)
NH+4 +H2O � H
+ +NH4OH
kh =
[NH4OH][H
+]
[NH+4 ]
(9.3.1)
Podemos então observar que quem sofre a hidrólise não é o sal, mas sim o íon NH+4 (da base fraca),
liberando íons H+, que conferem à solução caráter ácido com pH menor que 7.
kh =
kw
kb
(9.3.2)
9.3.2 Sal de Ácido Fraco e Base Forte
NaCN((iônico) +H2O(molecular) � NaOH(forte) +HCN(fraco)
CN− +H2O � OH− +HCN
kh =
[HCN ][OH−]
[CN−]
(9.3.3)
Observamos, então, que quem sofre a hidrólise, neste caso, é o íon CN� (do ácido fraco), liberando
íons OH� que conferem à solução caráter básico com pH maior que 7.
kh =
kw
ka
(9.3.4)
9.3.3 Sal de Ácido Fraco e Base Fraca
NH4CN((iônico) +H2O(molecular) � HCN(fraco) +NH4OH(fraco)
NH+4 + CN
− +H2O � HCN +NH4OH
kh =
[HCN ][NH4OH]
[NH+4 ][CN
−]
(9.3.5)
Como tanto o ácido quanto a base são fracos, ocorre realmente a hidrólise do sal e não apenas de
um dos íons (como nos dois casos anteriores). Podemos concluir que quem sofre hidrólise são os íons
correspondentes ao ácido e/ou base fracos.
kh =
kw
ka.kb
(9.3.6)
Neste caso, o meio pode �car ácido, básico ou neutro.
� O meio será ligeiramente ácido se a ionização do ácido for maior que a da base (Ka > Kb);
� O meio será ligeiramente básico se a ionização do ácido for menor que a da base (Ka < Kb).
�Omeio será neutro se a ionização do ácido apresentar mesma intensidade que a da base (Ka ' Kb).
CAPÍTULO 9. HIDRÓLISE SALINA 41
9.3.4 Sal de Ácido Forte e Base Forte
NaBr((iônico) +H2O(molecular) � NaOH(fraco) +HBr(forte)
H2O � H+ +OH−
Sendo o NaOH uma base forte, os íons Na+ não captam os íons OH� da água. Do mesmo modo,
sendo o HBr um ácido forte, os íons Br� não captam os íons H+ da água. Portanto, neste caso, não
há hidrólise. A solução terá caráter neutro, com pH igual a 7.
Concluímos que, na solução salina, predomina sempre o caráter do mais forte. Quando o sal é
formado por ácido/base de mesma força (2 fortes), a solução �nal é neutra.
9.4 Grau de Hidrólise (αh)
De�ne-se o grau de hidrólise (αh) de um sal como:
αh =
número de mols hidrolisados
número de mols dissolvidos
(9.4.1)
Exemplo 9.1. Calcular o pH de uma solução 0,1 mol/l de acetato de sódio H3CCO2Na. Dado
Ka = 1, 8.10
−5
9.5 Exercícios
Exercício 9.1. Calcule as concentrações de HCN e OH� numa solução 0,20 M de NH4CN , bem
como o pH desta solução. Dados: HCN � CN� +H+ ka = 4, 0.10−10 e NH3 +H2O � NH
+
4 +OH
−
kb = 1, 8.10
−5
Exercício 9.2. Calcule o pH e a percentagem de hidrólise em urna solução de NaCN 1,0 inol/L a
25°C.
Dados: Ka do HCN = 4,0. 10-10; log 2 = 0,30.
Exercício 9.3. Calcule a porcentagem de hidrólise do K2Cr04 0,005 M. As constantes de ionização,
Kl e K2, do H2Cr04 são, respectivamente, 0,18 e 3, 2.10−7.
Exercício 9.4. Qual o pH de uma solução 0,0100 M de NaHCO3. Os valores de Kl e K2 par O H2CO3
são, respectivamente, 4, 3.10−7 e 5, 61.10−11.
Exercício 9.5. Uma solução é preparada pela adição de 0,40 mol de acetato de sódio, CH3COONa,
e 50 mol de ácido acético, CH3COOH, em água su�ciente para completar um litro. Calcule a concen-
tração de cada espécie de soluto presente, assim como, o grau de dissociação do ácido acético nessa
solução. Ka = 1, 8.10−5
Exercício 9.6. Determine o pH de uma solução 0,520 M de NaHCO3.
H2CO3 
 HCO3� +H+ Ka1 = 4, 4.10−7
HCO�3 
 CO
2�
3 +H
+ Ka2 = 4, 7.10
−11
Exercício 9.7. Determine o pH de uma solução 0,400 M de:
a) KH2PO4
b) K2HPO4
H3PO4 
 H2PO�4 +H
+ Ka1 = 5, 9.10
−3
CAPÍTULO 9. HIDRÓLISE SALINA 42
H2PO
�
4 
 HPO
2�
4 +H
+ Ka2 = 6, 2.10
−8
HPO2�4 
 PO
3�
4 +H
+ Ka3 = 4, 8.10
−13
Capítulo 10
Soluções Tampão
10.1 De�nição
Solução tampão ou bu�er é uma solução que sofre variação de pH muita pequena quando a ela é
adicionado um ácido forte ou uma base forte.
10.2 Casos
10.2.1 Tampão Ácido
ÁCIDO FRACO + SAL DESTE ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE
Exemplo 10.1. 0,5 M de Ácido acético (HAc) e 0,75 M de Acetato de sódio (NaAc)
HAc � H+ Ac−
I 0,5 - 0,75
R x x x
Eq 0, 5− x x 0, 75 + x
ka =
[H+][Ac−]
[HAc] ⇒ [H
+] = 1, 8.10−5 0,50,75 = 1, 2.10
−5 ⇒ pH = 4, 92
Realizando uma agressão básica com 400 mg de NaOH
HAc OH− −→ H2O Ac−
I 0,5 0,01 - 0,75
F 0,49 0 - 0,76
[H+] = 1, 8.10−5 0,490,76 = 1, 16.10
−5 ⇒ pH = 4, 935
10.2.2 Tampão Básico
BASE FRACA + SAL DESTA BASE FRACA COM ÁCIDO FORTE
Exemplo 10.2. Amônia e Cloreto de amônio
10.3 Exercícios
Exercício 10.1. Que massa de ácido propiônico deve ser adicionada a 75,0 gramas de propionato de
sódio para preparar 1,20 L de uma solução tampão de pH = 4,50?
43
CAPÍTULO 10. SOLUÇÕES TAMPÃO 44
CH3CH2COOH 
 CH3CH2COO� +H+ Ka = 1, 34.10−5
Exercício 10.2. Suponha uma soluçãocontendo 1,00 mol/L de ácido acético (Ka = 1, 8.10−5) e 1,00
mol/L de acetato de sódio. Se à mesma for adicionado 0,10 mol de íons OH−, qual o valor do pH
obtido?
log1, 8 = 0, 26
log0, 82 = −0, 086
Capítulo 11
Produto de Solubilidade
Existem substâncias pouco solúveis em água como, por exemplo, BaSO4. Adicionando certa quanti-
dade de sulfato de bário à água, notamos que grande parte vai ao fundo, formando um precipitado
constituído de BaSO4 que não se dissolve.
Entretanto, sabemos que a dissolução do sal não terminou. Na verdade, o sal continua a se dissolver,
bem como a precipitar, estabelecendo um equilíbrio dinâmico. Este equilíbrio é chamado heterogêneo
ou polifásico porque é o equilíbrio que se estabelece num sistema heterogêneo.
11.1 Constante do Produto de Solubilidade (KPS)
Suponha uma solução do eletrólito A2B3, pouco solúvel, em presença de seu corpo de chão (parte
insolúvel). A parte que se dissolveu está sob a forma de íons A+++ e B−−, enquanto a parte não-
solúvel está na forma não-ionizada A2B3. Existe, assim, um equilíbrio dinâmico entre A2B3 e seus
íons na solução, que pode ser representada pela equação:
A2B3(s) � 2A
+3
(aq) + 3B
−2
(aq) (11.1.1)
Como todo equilíbrio, este também deve obedecer à lei:
kps = [A
+3]2[B−2]3 (11.1.2)
Portanto, o produto de solubilidade (kps) é o produto das concentrações molares dos íons existen-
tes em uma solução saturada, onde cada concentração é elevada a um expoente igual ao respectivo
coe�ciente do íon na correspondente equação de dissociação.
Exemplo 11.1. CaCO3(s) � Ca
+2
(aq) + CO
−2
3(aq)
45
CAPÍTULO 11. PRODUTO DE SOLUBILIDADE 46
Kps = [Ca
+2].[CO−23 ]
Exemplo 11.2. Ag3PO4(s) � 3Ag
+
(aq) + PO
−3
4(aq)
Kps = [Ag
+]3.[PO−34 ]
A expressão do kps é utilizada somente para soluções saturadas de eletrólitos considerados insolú-
veis, porque a concentração de íons em solução é pequena, resultando soluções diluídas.
O kps é uma grandeza que só depende da temperatura. Quanto mais solúvel o eletrólito, maior
a concentração de íons em solução, maior o valor de kps; quanto menos solúvel o eletrólito, menor a
concentração de íons em solução, menor o valor de kps, desde que as substâncias comparadas apresentem
a mesma proporção entre os íons.
Exemplo 11.3. Ag2CrO4(s) � 2Ag
+
(aq) + CrO
−2
4(aq) kps = 4.10
−12
kps = [Ag
+]2 · [CrO2−4 ]
4 · 10�12 = (2x)2 · x⇒ 4·10�12 = 4x3
x = 1, 0.10−4 mol/l
É possível dissolver até 10�4 mol de Ag2CrO4.
Exemplo 11.4. BaSO4(s) � Ba
2+
(aq) + SO
2−
4(aq) kps = 1, 0.10
−10
kps = [Ba
2+].[SO2−4 ]
10−10 = (y).(y)
y = 1, 0.10−5 mol/l
É possível dissolver até 10�5 mol de BaSO4.
Com isso concluímos que Ag2CrO4 é mais solúvel que o BaSO4.
11.2 Efeito do Íon Comum
A adição de íon comum ao equilíbrio provoca um deslocamento no equilíbrio para a esquerda, dimi-
nuindo a solubilidade do eletrólito.
A adição do eletrólito sólido não altera o equilíbrio nem o número de íons em solução.
11.3 Previsão de Precipitação
Quando misturamos dois eletrólitos diferentes, em solução, é possível saber quando o precipitado
começará a se formar, a partir de dois íons desses eletrólitos.
Exemplo 11.5. São misturados volumes iguais de Pb(NO3)2 0,2 M e KI 0,2 M. Haverá formação de
um precipitado de PbI2. Dado: kps do PbI2 = 1, 4 · 10�8
Para respondermos a pergunta, primeiro encontramos a concentração de cada íon em solução:
[Pb+2] = 0, 1 M e [I−1] = 0, 1 M
O equilíbrio é representado por: PbI2(s) � Pb
2+
(aq) + 2I
�
(aq)
Qps é denominado de quociente da reação, sendo calculado em função da concentração de íons
que são misturados. A precipitação ocorre quando Qps é maior ou igual ao kps. Em nosso caso,
encontramos:
Qps = [Pb
2+] · [I�]2 ⇒ Qps = (0, 1) · (0, 1)2 = 1, 0.10−3 > kps, portanto ocorre precipitação.
CAPÍTULO 11. PRODUTO DE SOLUBILIDADE 47
11.4 Exercícios
Exercício 11.1. Que concentração de OH�, em mols por litro, é necessária para iniciar a precipitação
do Fe(OH)3 de uma solução contendo 2, 0.10−6 mols de Fe3+ por litro de solução. O produto de
solubilidade do Fe(OH)3 é 6, 0.10−38.
Exercício 11.2. Calcular a solubilidade do BaSO4 em uma solução 0,01 M de Na2SO4. Dado:
BaSO4(s) � Ba
2+
(aq) + SO
2�
4(aq) KPS = 1, 5.10
−9
Exercício 11.3. 10) Calcular a solubilidade do Al(OH)3 em uma solução 0,1 M de KNO3. Dado:
Al(OH)3(s) Al3+(aq) + 3 OH�(aq) KPS = 5 Ö 10-33
Exercício 11.4. 11) Formar-se-á ou não um precipitado de PbCl2, ao se misturarem volumes iguais
de soluções 0,1 M de Pb(NO3)2 e 0,01 M de NaCl? Dado: PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl�(aq) KPS =
1,6 Ö 10-5
Exercício 11.5. 12) Em que pH começa a precipitar o Mg(OH)2, se a concentração do Mg2+ na
solução é 0,01 M? Dado: Mg(OH)2(s) Mg2+(aq) + 2 OH�(aq) KPS = 8,9 Ö 10-12
Exercício 11.6. 13) Que concentração de Ag+, em mols por litro, deve estar presente no início da
precipitação do AgCl de uma solução contendo 1,0 Ö 10-4 mols de Cl� por litro? Dado: AgCl(s)
Ag+(aq) + Cl�(aq) KPS = 1,78 Ö 10-10
Exercício 11.7. 14) A solubilidade do BaSO4 em água é 1,0 Ö 10-5 M. Qual é a solubilidade do
BaSO4 numa solução 0,1 M de K2SO4?
Exercício 11.8. 15) Se 0,11 mg de AgBr se dissolvem em 1000 mL de água a uma dada temperatura,
qual é o produto de solubilidade deste sal naquela temperatura?
Exercício 11.9. 16) Satura-se uma solução com respeito a um composto de fórmula geral AB2C3:
AB2C3(s) A+(aq) + 2 B+(aq) + 3 C�(aq). Determina-se que esta solução contém o íon C� em
concentração 0,003 M. Calcule o produto de solubilidade do AB2C3.
Exercício 11.10. 17) Responda: Equilíbrio Iônico � Lista 01 � Prof. elsonSantos ns�squi@gmail.com
Página 2 a) Se o produto de solubilidade do iodato de cálcio, Ca(IO3)2, é 6,4 Ö 10-9, quantos miligra-
mas do sal dissolvem-se em 500 mL de água? b) Quantos miligramas de cátions Ca2+ permanecem
dissolvidos em 500 mL de uma solução que é 0,20 M em íons iodato?
Exercício 11.11. 18) A concentração de uma solução saturada de Ag2SO4 é 0,026 M. Qual é o
produto de solubilidade deste sal? (Desprezar a hidrólise do íon sulfato.)
Exercício 11.12. 19) Se A mols de Ag3PO4 se dissolvem em 500 mL de água, expressar em termos de
A o produto de solubilidade deste sal e a molaridade de sua solução saturada. (Desprezar a hidrólise
do íon fosfato.)
Exercício 11.13. 20) Se o produto de solubilidade do Ca3(PO4)2 é A, expressar em termos de A a
molaridade de sua solução saturada. (Desprezar a hidrólise do íon fosfato.)
Exercício 11.14. 21) Quantos miligramas de íons Mn2+ permanecem em 100 mL de uma solução de
pH igual a 8,6 sem que haja a precipitação do Mn(OH)2? Dado: Mn(OH)2(s) Mn2+(aq) + 2 OH�(aq)
KPS = 1,9 Ö 10-13
CAPÍTULO 11. PRODUTO DE SOLUBILIDADE 48
Exercício 11.15. 22) A uma certa temperatura, o produto de solubilidade do PbSO4 é 1,1 Ö 10-8
M e as constantes de equilíbrio das três seguintes reações são: I. PbSO4(s) + 2 I�(aq) PbI2(s) + SO4
2�(aq) K1 = 4,6 Ö 10-1 II. PbI2(s) + CrO4 2-(aq) PbCrO4(s) + 2 I�(aq) K2 = 4,3 Ö 1012 III. PbS(s)
+ CrO4 2�(aq) PbCrO4(s) + S2�(aq) K3 = 7,5 Ö 10-8 Calcule através destes dados o produto de
solubilidade do PbS.
Exercício 11.16. 23) Considere o produto de solubilidade do Ba(IO3)2 igual a 6 Ö 10-10 e as cons-
tantes de equilíbrio das reações abaixo, calcule o produto de solubilidade do BaCrO4. I. Ba(IO3)2(s)
+ 2 F�(aq) BaF2(s) + 2 IO3 �(aq) K1 = 3,53 Ö 10-4 II. BaCrO4(s) + SO4 2�(aq) BaSO4(s) + CrO4
2�(aq) K2 = 2,73 III. BaF2(s) + SO4 2�(aq) BaSO4(s) + 2 F�(aq) K3 = 1,55 Ö 104
Exercício 11.17. O hidróxido de cálcio é moderadamente solúvel, apresentando kps = 5.10−6. De-
terminar o pH de uma solução saturada desse hidróxido.
Capítulo 12
Colóides
12.1 Exercícios
49