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19PROMILITARES.COM.BR EQUILÍBRIO IÔNICO II EFEITO DO ÍON COMUM, EFEITO DO ÍON NÃO COMUM E SOLUÇÃO TAMPÃO, HIDRÓLISE SALINA E EQUILÍBRIO EM SISTEMAS INSOLÚVEIS EFEITO DO ÍON COMUM, EFEITO DO ÍON NÃO COMUM São aplicações do Princípio de Le Chatelier onde se verifica a alteração da concentração molar de um ou mais componentes de um equilíbrio iônico provendo um deslocamento do mesmo. EFEITO DO ÍON COMUM O deslocamento ocorre quando se altera a concentração de um íon presente no equilíbrio iônico original. EFEITO DO ÍON NÃO COMUM O deslocamento ocorre quando se altera a concentração de um novo íon capaz de promover uma reação iônica paralela alterando a concentração molar de uma ou mais espécies presente no equilíbrio. Exemplo: Equilíbrio Iônico Cromato (CrO4 2–) – Dicromato(Cr2O7 2–): H2O+ 2Cr2O7 2- CrO4 2- H++2 laranja amarelo MEIO DESCRIÇÃO CLASSIFICAÇÃO COLORAÇÃO Ácido A adição de Ácido Aumenta a concentração de H+desloca o equilíbrio para a esquerda. Comum Laranja Básico A adição de Base Aumenta a concentração de OH – (H + + OH–H2O) consumo de H+desloca o equilíbrio para a esquerda. Não comum Amarela SOLUÇÃO TAMPÃO São soluções que não sofrem alterações significativas do seu pH, mesmo quando se adiciona pequenas quantidades de um ácido forte ou de uma base forte. ÁCIDO FRACO + SAL SOLÚVEL QUE POSSUI ÂNION COMUM AO ÁCIDO HX H + X -+ NaX Na+ + X - Na adição de um ácido forte: Os ânions X, com elevada concentração, oriundos da total dissociação do sal, vão se ligar aos íons H+ excedentes, deslocando a reação reversível para a esquerda, formando o ácido fraco HX. Em alguns casos, como o tampão bicarbonato (HCO3 2–) - ácido carbônico (H2CO3), o ácido fraco é também instável se decompondo em dióxido de carbono (CO2) e água (H2O), intensificando esse deslocamento. Na adição de uma base forte: Os ânions H+ começam a neutralizar os íons OH– excedentes, esse fenômeno força a ionização do ácido, deslocando do equilíbrio para a direita, para que se possa produzir mais H+. BASE FRACA + SAL SOLÚVEL QUE POSSUI CÁTION COMUM À BASE BOH B + OH -+ BX B + + X - Na adição de uma base forte: Os cátions B+, com elevada concentração, oriundos da total dissociação do sal, vão se ligar aos íons OH– excedentes, deslocando a reação reversível para a esquerda, formando a base fraca BOH. Em alguns, casos como no tampão sal solúvel de amônio (NH4 +) - hidróxido de amônio (NH4OH), a base fraca é também instável se decompondo em amônia (NH3) e água (H2O), intensificando esse deslocamento. Na adição de um ácido forte: Os ânions OH– começam a neutralizar os íons H+ excedentes, esse fenômeno força a ionização da base, deslocando o equilíbrio para a direita, para que se possa produzir mais OH–. 20 EQUILÍBRIO IÔNICO II PROMILITARES.COM.BR PH DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO (EQUAÇÃO DE HENDERSON – HASSELBACH) ÁCIDO FRACO + SAL SOLÚVEL QUE POSSUI ÂNION COMUM AO ÁCIDO pH = pKa + log [sal] [ácido] onde: pKa = – logKa BASE FRACA + SAL SOLÚVEL QUE POSSUI CÁTION COMUM À BASE pH = 14 – pKb + log [sal] [base] onde: pKb = – logKb Exemplos: 01. Uma solução tampão foi preparada misturando-se 2 mol de ácido etanoico (H3CCOOH) e 3 mol de etanoato de sódio (H3CCOONa) em água até se completar o volume de 100 mL. a) Determine o pH desta solução. b) Qual o percentual relativo de alteração percentual de pH quando comparamos com o pH de uma mistura de 99 mL da solução tampão do item a com 1 mL de uma solução 0,1 mol.L–1 de HCl? Compare as variações de pH acima com a adição dessa quantidade de HCl no preparo de uma solução em água pura. Dados: (Ka)(ácido etanoico) = 10 -5. ; log1,3 = 0,14 ; log2 = 0,3; log3 = 0,5 Resolução: a) pKa = – logKa pKa = –(log10–5) = 5 [ácido] = 2 mol/0,1 L = 20 mol.L–1. [sal] = 3 mol/0,1L = 30 mol.L–1. pH = 5 + log(30)/(20) = 5 + log(3)/(2) = 5 + log3 - log 2= 5 + 0,5 – 0,3 = 5,2 b) n(ácido) = 2 + 0,1 = 2,1 mol n(sal) = 3-0,1 = 2,9 [ácido] = 2,1 mol /0,1L = 21 mol.L–1. [sal] = 2,9 mol/0,1L = 29 mol.L–1 pH = 5 + log(29)/(21) = 5 + log 1,3 = 5 + 0,14== 5,14 0,1 mol de HCl em água pura: [H+] = [HCl] = 0,1 mol/0,1L = 1mol.L –1. pH = –log 1 = 0 Comparação: mistura (HC+água pura) mistura (HC+tampão) pH 0 7 14 70 5,25,14 HIDRÓLISE SALINA Sais que apresentam cátions formadores de base fraca podem reagir com a água formando a sua base de origem. Por outro lado, sais que apresentam ânions formadores de ácido fraco podem também reagir com a água formando o seu ácido de origem. Esse fenômeno é denominado de hidrólise salina. Exemplos: • Hidrólise do cátion + +NH4 + H2O NH4OH H + Kh = [NH4OH][H +] [NH4 +] Kw Kb = constante de hidrólise • Hidrólise do Ânion + +CN- H2O HCN OH - Kh = [HCN][OH-] [CN-] Kw Ka = constante de hidrólise • Hidrólise Simultânea do Cátion e do Ânion + +NH4 + H2O NH4OH HCNCN - + Kh = [NH4OH][HCN] [NH4 +][CN-] Kw ka x Kb = constante de hidrólise SAL ÁCIDO DE ORIGEM BASE DE ORIGEM PH HIDRÓLISE 1 Forte Forte 7 Não ocorre 2 Forte Fraca Ácido Do cátion 3 Fraco Forte Básico Do ânion 4 Fraco Fraco Ka > Kb -> ácido Do cátion e do ânion Ka < Kb -> básico Ka = Kb -> 7 Exemplo: 02. Calcule o pH de uma solução que foi preparada dissolvendo- se 0,4 mol de etanoato de sódio (H3CCOONa) em água até se completar o volume de 100 mL. Dados: (Ka)(ácido etanoico) = 10 –5 ; log2 = 0,3 Resolução: [H3CCOONa]inicial = 0,4 mol/0,1L = 4 mol.L –1. EQUAÇÃO QUÍMICA H3COO - H2O H3CCOOH OH-+ + ESTADO INICIAL 4 mol.L–1 0 0 REAÇÃO -x -x +x +x EQUILÍBRIO (4-x) mol.L–1 x x 21 EQUILÍBRIO IÔNICO II PROMILITARES.COM.BR Kh = [H3CCOOH][OH -] [H3CCOO -] = (x).(x) (4-x) = (4-x) x2 = Kw Ka = 10-14 10-9= 10-5 Esse valor de Kh, nos mostra que x é muito menor do que 4 mol.L–1, o que é razoável fazer 4 – x 4. x2 =4.10-9= (4) x2 10-9 x =2.(10-9)1/2 [OH–] = x = 2.(10–9)1/2 mol.L–1. pOH = –log[2.(10–9)1/2] = –[log2 + (1/2) (–9)log10] = – [0,3 –4,5] = 4,2 pH = 14 – 4,2 = 9,8 EQUILÍBRIO EM SISTEMAS INSOLÚVEIS PRODUTO DE SOLUBILIDADE solução saturada precipitado Solução Saturada Sistema em Equilíbrio +AxBy(s) (x)A y+ (aq) (y)B x- (aq) Constante do Produto de Solubilidade (Kps): Kps = [Ay+]x. [Bx-]y Quando misturamos duas soluções iônicas, a combinação entre o cátion de uma e o ânion da outra pode originar um produto insolúvel ou precipitado. Para que isso ocorra é necessário que as concentrações na solução estejam num valor capaz de deslocar o equilíbrio iônico no sentido da precipitação. Considere [Ay+]’ e [Bx-]’, as concentração de Ay+ e Bx obtida após a mistura das soluções supondo a não ocorrência da precipitação. Se [Ay+]’x. [Bx-]’y < Kps Solução Insaturada precipitação impossível Se [Ay+]’x. [Bx-]’y = Kps Solução Saturada precipitação impossível Se [Ay+]’x. [Bx-]’y > Kps Solução Supersaturada precipitação provável Relação entre o Kps e o Coeficiente de Solubilidade: Kps = (x)x.(y)y.[S(mol.L–1)](x + y) Exemplo: 02. O Kps do Fluoreto de Magnésio (MgF2) é igual a 8x10 –8. a) Verifique a possibilidade de formação de precipitado após a mistura de 20 mL de solução 0,01 mol.L-1 de nitrato de magnésio, Mg(NO3)2, com 80 mL de solução 0,05 mol.L -1 de fluoreto de sódio, NaF. b) Qual o valor do coeficiente de solubilidade, em mol.L–1, do fluoreto de magnésio? c) Qual concentração de nitrato de magnésio é necessária para tornar saturada a solução apresentada de fluoreto de sódio? Resolução: MgF2 Mg 2+ + 2 F– Kps = [Mg2+][F–]2 [Mg2+]’ = [Mg(NO3)](final) = (0,01)(20)/(20 + 80) = 2 10 –3 mol.L–1. [F–]’ = 2[NaF](final) = 2(0,05)(80)/(20 + 80) = 8 10 –2 mol.L–1. a) [Mg2+]’{[F–]’}2 = (2 10–3).(8 10–2)2 = (2 10–3).(16 10–4) = 3.2.10-5.> 8x10-8. Haverá precipitação. b) EQUILÍBRIO MgF2 Mg 2+ + 2 F– ESTADO INICIAL Mo 0 0 REAÇÃO -s +s +2s EQUILÍBRIO Mo -s s 2s s solubilidade em mol.L–1. Kps = [Mg2+][F-]2 = (s)(2s)2 = (s)(4s2) = 4s3 = 8x10–8s = (2.10–8)1/3 = 2,7. 10–3 mol.L–1.c) Kps = [Mg2+][F–]28x10–8 = [Mg2+]( 8 10–2)2 = 8x10–8 = [Mg2+](64 10–4) [Mg2+] = 1,25. 10–5 mol.L–1. 03. O Kps do Hidróxido de Magnésio, Mg(OH)2, é igual a 3,2x10–11. Determine o pH de uma solução saturada de hidróxido de magnésio. Dado: log2 = 0,3 Resolução: Mg(OH – )2 Mg 2++2 OH – Kps = [Mg2+][OH–]2 EQUILÍBRIO Mg(OH – )2 Mg 2++2 OH – ESTADO INICIAL M0 0 0 REAÇÃO -s +s +2s EQUILÍBRIO M0 -s s 2s Kps = [Mg2+][OH–]2 = (s)(2s)2 = (s)(4s2) = 4s3 =3,2x10–11 s = 2.10–4 mol.L–1. [OH–] = 2s = 2(2.10–4) = 4.10–4mol.L–1. pOH = –log(4.10–4) = – [log4 + (–4)log10) = –[2log2 – 4] = [2(0,3) – 4] = 3,4 pH = 14 – 3,4 = 10,6. EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO 01. Uma solução aquosa, à temperatura de 25 °C, apresenta um potencial hidrogeniônico (pH) igual a 6 (seis). A concentração em mol·L-1 de íons OH1-, e seu potencial hidroxiliônico (pOH) nesta solução são, respectivamente: Dados: Kw = 10-14 (mol·L-1) 22 EQUILÍBRIO IÔNICO II PROMILITARES.COM.BR a) 10-6, 8 b) 10-8, 8 c) 10-7, 7 d) 10-5, 9 e) 10-10, 4 02. Considere uma solução aquosa de HC de concentração 0,1 mol·L-1 completamente dissociado (grau de dissociação: α = 100%). Tomando-se apenas 1,0 mL dessa solução e adicionando- se 9,0 mL de água pura, produz-se uma nova solução. O valor do potencial hidrogeniônico (pH) dessa nova solução será de: a) 1,0 b) 2,0 c) 3,0 d) 4,0 e) 5,0 03. Uma solução aquosa contendo hidróxido de potássio como soluto possui pH = 12. Sendo o produto iônico da água igual a 1,0 × 10-14, a 25 ºC, a concentração de OH- em quantidade de matéria (mol L-1) nessa solução é: a) 10-1 b) 10-2 c) 10-6 d) 10-8 e) 10-12 04. O organismo humano produz, em média, 1,5 L de solução de ácido clorídrico (suco gástrico) 0,01 mol·L-1 por dia, no estômago. Admita o ácido totalmente ionizado, o valor do pH desse suco gástrico é: a) 0,000015 b) 0,015 c) 0,035 d) 2 e) 1 05. (FATEC 2016) Leia o texto para responder à questão. EXPERIÊNCIA – ESCREVER UMA MENSAGEM SECRETA NO LABORATÓRIO Materiais e Reagentes Necessários - Folha de papel - Pincel fino - Difusor - Solução de fenolftaleína - Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L ou solução saturada de hidróxido de cálcio Procedimento Experimental Utilizando uma solução incolor de fenolftaleína, escreva com um pincel fino uma mensagem numa folha de papel. A mensagem permanecerá invisível. Para revelar essa mensagem, borrife a folha de papel com uma solução de hidróxido de sódio ou de cálcio, com o auxílio de um difusor. A mensagem aparecerá magicamente com a cor vermelha. Explicação A fenolftaleína é um indicador que fica vermelho na presença de soluções básicas, nesse caso, uma solução de hidróxido de sódio ou de cálcio. <http://tinyurl.com/o2vav8v> Acesso em: 31.08.15. Adaptado. Para obtermos 100 mL de uma solução aquosa saturada de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, para o experimento, devemos levar em consideração a solubilidade desse composto. Sabendo que o produto de solubilidade do hidróxido de cálcio é 5,5 × 10-6 25 ºC, a solubilidade dessa base em mol/L é, aproximadamente, Dados: Ca(OH)2(s) Ca 2+(aq) + 2OH−(aq) Kps = [Ca2+]·[OH−]2 a) 1 × 10-2 b) 1 × 10-6 c) 2 × 10-6 d) 5 × 10-4 e) 5 × 10-6 06. (UEL 2016) O processo de despoluição de um rio, embora trabalhoso, é importante para restabelecer a ordem de pureza. A medida de pH da água de um rio é um parâmetro importante para avaliar a acidez ou a alcalinidade da água. Cita-se, por exemplo, que descartes aquosos de efluentes em corpos d’água devem apresentar pH entre 5 e 9, segundo o Conselho Nacional do Meio Ambiente. Assinale a alternativa que apresenta, corretamente, procedimentos químicos capazes de corrigir o pH de um corpo d’água. (Dados: Fe3+ sofre hidrólise em água; Ka do HNO2 = 5,1 × 10 -4; Kb da amônia (NH3) = 1,8 × 10 -5) a) Se um corpo d’água possui pH 2, a elevação desse valor pode ser feita pela adição de NaC na água. b) Se um corpo d’água possui pH 4, a elevação desse valor pode ser feita pela adição de KC na água. c) Se um corpo d’água possui pH 6, a elevação desse valor pode ser feita pela adição de FeC3 na água. d) Se um corpo d’água possui pH 7, a redução desse valor pode ser feita pela adição de NH4C na água. e) Se um corpo d’água possui pH 8, a redução desse valor pode ser feita pela adição de NaNO2 na água. 07. (UDESC 2014) Com relação às funções inorgânicas, assinale a alternativa incorreta. a) O acetato de sódio é um sal de características básicas, pois é resultante da reação entre um ácido fraco e uma base forte. b) O sal NH4C é classificado como sal ácido, pois sua dissolução em água diminui a concentração do íon hidrogênio em solução. c) O tetróxido de triferro é considerado um óxido misto, pois é resultante da união do monóxido de ferro com o trióxido de ferro. d) A reação do óxido de zinco com ácido clorídrico ou hidróxido de sódio gera, respectivamente, um sal cujo cátion é o íon Zn2+ e um sal cujo ânion é o íon ZnO2 2-, caracterizando o óxido de zinco como óxido anfótero. e) As substâncias So3, Na2O, A2O3, KBr, CH3COONa podem ser classificadas como óxido ácido, óxido básico, óxido anfótero, sal neutro e sal básico, respectivamente. 08. O ácido nítrico (HNO3) é um ácido forte em soluções aquosas, enquanto que o ácido acético (CH3COOH) dissocia–se apenas parcialmente: +HNO3 H2O H3O+ NO3-+ CH3COOH CH3COO -+ H2O H3O + + (Ka = 1,78 x 10 -5) Assim, está inteiramente correto afirmar que: a) O pH de uma solução 0,1 mol.L-1 de HNO3 é igual 1 e o íon H3O + é seu ácido conjugado. b) O pH de uma solução 0,1 mol.L-1 de HNO3 é igual 1 e o íon NO3 - é sua base conjugada. c) O pH de uma solução 0,1 mol.L-1 de CH3COOH é igual 1 e o íon H3O + é seu ácido conjugado. d) O pH de uma solução 0,1 mol.L-1 de CH3COOH é igual 1 e o íon H3O + é sua base conjugada. e) O pH de uma solução 0,1 mol.L-1 de ambos os ácidos é igual 1 e os íons NO3 - e CH3COO - são suas respectivas bases conjugadas. 09. (MACKENZIE 2017) Um aluno preparou três soluções aquosas, a 25 ºC, de acordo com a figura abaixo. 23 EQUILÍBRIO IÔNICO II PROMILITARES.COM.BR Conhecedor dos conceitos de hidrólise salina, o aluno fez as seguintes afirmações: I. a solução de nitrato de potássio apresenta caráter neutro. II. o cianeto de sódio sofre ionização em água, produzindo uma solução básica. III. ao verificar o pH da solução de brometo de amônio, a 25 ºC, conclui-se que Kb > Ka. IV. NH4 +(aq) + H2O() NH4OH(aq) + H +(aq) representa a hidrólise do cátion amônio. Estão corretas somente as afirmações. a) I e II. b) I, II e III. c) I e IV. d) II e III. e) I, II e IV. 10. (UPE 2013) Um estudo interessante acerca do impacto da chuva ácida sobre lagos da região das Montanhas Adirondack, área de Nova Iorque, revelou que lagos sobre áreas ricas em calcário são menos suscetíveis à acidificação. O carbonato de cálcio presente no solo dessas regiões reage com os íons hidrônio presentes na água, provenientes em grande parte da chuva ácida, levando à formação de um sistema HCO3 1- / H2CO3 / CO2. Disponível em: http://qnint.sbq.org.br/qni/visualizarConceito.php?idConceito=27 (Adaptado) Três afirmações são feitas a respeito do fenômeno citado no texto acima. I. O carbonato de cálcio diminui a acidez da chuva ácida por ser um sal insolúvel em água. II. O solo também pode atuar como um tampão e resistir às mudanças em pH, mas essa capacidade tamponante depende dos seus constituintes. III. Uma reação química existente nesse processo é representada por: CaCO3(s) + H3O +(aq) → Ca2+(aq) + HCO3 1-(aq) + H2O() Quanto ao referido impacto da chuva ácida, está CORRETO o que se afirma em: a) I. b) II. c) III. d) I e II. e) II e III. EXERCÍCIOS DE TREINAMENTO 01. (UFTM 2012) Em soluções aquosas de acetato de sódio, o íon acetato sofre hidrólise: CH3COO −(aq) + H2O() CH3COOH(aq) + OH −(aq) O hidróxido de magnésio é pouco solúvel em água: Mg(OH)2 (s) Mg 2+ (aq) + 2OH− (aq) Considere as seguintes afirmações:I. Solução aquosa de acetato de sódio tem pH acima de 7,0. II. Quando são adicionadas gotas de ácido clorídrico na solução de acetato de sódio, o equilíbrio da equação de hidrólise é deslocado para o lado da formação dos íons acetato. III. Quando se adiciona solução de nitrato de magnésio na solução de acetato de sódio, o equilíbrio da equação de hidrólise é deslocado para o lado da formação do ácido acético. Está correto o que se afirma em: a) I, II e III. b) I e II, apenas. c) I e III, apenas. d) II e III, apenas. e) III, apenas. 02. (UFTM 2013) Leia o texto e as informações adicionais que o seguem para responder à questão. O incêndio na boate Kiss, em Santa Maria (RS), ocorrido no início deste ano [2013], trouxe à tona uma série de questões sobre a segurança dos estabelecimentos e também sobre o atendimento a vítimas de grandes incêndios. Uma delas é por que foi preciso trazer dos Estados Unidos uma substância tão simples – uma vitamina B injetável – para atender os pacientes que, segundo exames, foram intoxicados com cianeto? O gás cianídrico liberado na queima da espuma, utilizada para melhorar a acústica da casa noturna, intoxicou a maior parte das vítimas, segundo perícia. “É descaso e ignorância”, resume o toxicologista Anthony Wong, diretor do Ceatox (Centro de Assistência Toxicológica do Hospital das Clínicas da Faculdade de Medicina da Universidade de São Paulo). Segundo ele, é inadmissível que o país não tenha a substância e que seu uso não seja difundido entre médicos e socorristas, como acontece em outras partes do mundo. A hidroxocobalamina, que faz parte do complexo B, é usada em altas concentrações como antídoto para o cianeto. O gás, o mesmo que já foi usado no extermínio de judeus nos campos de concentração nazistas, é subproduto da queima de diversos componentes usados na indústria, como o plástico, o acrílico e a espuma de poliuretano. Segundo os peritos que investigam o incêndio em Santa Maria, essa última foi usada no isolamento acústico da boate. Capaz de matar em poucos minutos, o cianeto bloqueia a cadeia respiratória das células, impedindo que o oxigênio chegue aos órgãos e tecidos. Quando usada logo após a exposição, a hidroxocobalamina salva vidas. “O efeito é tão rápido que parece até milagroso”, conta Wong. Mas isso não é algo que os médicos aprendem na escola: “São poucas as faculdades que oferecem curso de toxicologia e, nas que tem, a matéria é opcional”. (noticias.uol.com.br. Adaptado.) Informações adicionais: - O gás cianídrico é o cianeto de hidrogênio (HCN) no estado gasoso. - A fórmula estrutural da hidroxocobalamina é: 24 EQUILÍBRIO IÔNICO II PROMILITARES.COM.BR - A massa molar da hidroxocobalamina é aproximadamente igual a 1,3 × 103 g/mol. O cianeto de hidrogênio em solução aquosa é um ácido muito fraco. O hidróxido de potássio é uma base muito forte. O produto iônico da água, Kw, a 25 ºC, é igual a 1 × 10-14. Logo, as soluções aquosas de cianeto de potássio, nessa temperatura, apresentam a) [H+] > 1 × 10-7 e, portanto, são básicas. b) [H+] > 1 × 10-7 e, portanto, são ácidas. c) [H+] < 1 × 10-7 e, portanto, são básicas. d) [H+] < 1 × 10-7 e, portanto, são ácidas. e) [H+] = 1 × 10-7 e, portanto, são neutras. 03. (PUCPR 2016) Os efeitos tóxicos do dióxido de carbono exigem a sua remoção contínua de espaços fechados. A reação entre hidróxido de lítio e de dióxido de carbono é usada para remover o gás de naves espaciais e submarinos. O filtro utilizado nestes equipamentos é basicamente composto de hidróxido lítio. O ar seria direcionado para o filtro através de ventiladores, ao entrar em contato com o hidróxido de lítio presente nos filtros ocorre a reação com o dióxido de carbono existente no ar. A reação global é exotérmica, formando carbonato de lítio sólido e água no estado gasoso. Disponível em: <http://www.abq.org.br/cbq/2014/trabalhos/14/4463-18723.html>. Analisando o texto e a reação não balanceada, assinale a alternativa CORRETA. CO2(g) + LiOH(s) → Li2CO3(s) + H2O(v) a) A reação entre o gás carbônico e hidróxido de lítio forma um sal com pOH < 7. b) A constante de hidrólise deste sal é dada pela seguinte relação: Kh = [OH−] · [H2CO3 -2] / [CO3 -2] · [H2O]. c) É impossível a reação de hidrólise entre o hidróxido de lítio e o ácido carbônico, reagentes responsáveis pela produção de carbonato de lítio. d) A constante de hidrólise para o referido sal pode ser dada por: Kh = Kw. e) A reação acima é exotérmica, ou seja, torna o ambiente muito frio. 04. Na indústria de alimentos, para se evitar que a massa de pães e biscoitos fique com aspecto amarelado, utiliza-se como aditivo, um ácido orgânico fraco monoprótico, o propanóico. Considerando a constante de ionização do ácido propanóico igual a 1,0·10-5 e as condições de temperatura e pressão de 25 ºC e 1 atm, o pH aproximado de uma solução de concentração 0,001 mol·L-1 desse ácido é: a) 2 b) 4 c) 6 d) 7 e) 8 05. Uma substância química é considerada ácida devido a sua tendência em doar íons H+ em solução aquosa. A constante de ionização Ka é a grandeza utilizada para avaliar essa tendência. Assim, são fornecidas as fórmulas estruturais de algumas substâncias químicas, com os seus respectivos valores de Ka, a 25 °C. P O O H O H O H Ka = 7,6 .10-3 OH Ka = 1,0 .10-10 H C H H C O O H Ka = 1,8 .10-5 C O O H O H Ka = 4,3 .10-7 P O O H O H O H Ka = 7,6 .10-3 OH Ka = 1,0 .10-10 H C H H C O O H Ka = 1,8 .10-5 C O O H O H Ka = 4,3 .10-7 A ordem crescente de acidez das substâncias químicas citadas é: a) Ácido fosfórico < ácido etanoico < ácido carbônico < ácido fênico. b) Ácido fênico < ácido carbônico < ácido etanoico < ácido fosfórico. c) Ácido fosfórico < ácido carbônico < ácido etanoico < ácido fênico. d) Ácido fênico < ácido etanoico < ácido carbônico < ácido fosfórico. e) Ácido etanoico < ácido carbônico < ácido fênico < ácido fosfórico 06. (UNICAMP 2018) Leia o texto a seguir para responder à questão a seguir. A calda bordalesa é uma das formulações mais antigas e mais eficazes que se conhece. Ela foi descoberta na França no final do século XIX, quase por acaso, por um agricultor que aplicava água de cal nos cachos de uva para evitar que fossem roubados; a cal promovia uma mudança na aparência e no sabor das uvas. O agricultor logo percebeu que as plantas assim tratadas estavam livres de antracnose. Estudando- se o caso, descobriu-se que o efeito estava associado ao fato de a água de cal ter sido preparada em tachos de cobre. Atualmente, para preparar a calda bordalesa, coloca-se o sulfato de cobre em um pano de algodão que é mergulhado em um vasilhame plástico com água morna. Paralelamente, coloca-se cal em um balde e adiciona-se água aos poucos. Após quatro horas, adiciona-se aos poucos, e mexendo sempre, a solução de sulfato de cobre à água de cal. (Adaptado de Gervásio Paulus, André Muller e Luiz Barcellos, Agroecologia aplicada: práticas e métodos para uma agricultura de base ecológica. Porto Alegre: EMATER-RS, 2000, p. 86.) Na formulação da calda bordalesa fornecida pela EMATER, recomenda- se um teste para verificar se a calda ficou ácida: coloca-se uma faca de aço carbono na solução por três minutos. Se a lâmina da faca adquirir uma coloração marrom ao ser retirada da calda, deve-se adicionar mais cal à mistura. Se não ficar marrom, a calda está pronta para o uso. De acordo com esse teste, conclui-se que a cal deve promover: a) uma diminuição do pH, e o sulfato de cobre(II), por sua vez, um aumento do pH da água devido à reação 2 4 2 4SO H O HSO OH . − − −+ → + b) um aumento do pH, e o sulfato de cobre(II), por sua vez, uma diminuição do pH da água devido à reação Cu2+ + H2O → Cu(OH) + + H+. c) uma diminuição do pH, e o sulfato de cobre(II), por sua vez, um aumento do pH da água devido à reação Cu2+ + H2O → Cu(OH) + + H+. d) um aumento do pH, e o sulfato de cobre(II), por sua vez, uma diminuição do pH da água devidoà reação 2 4 2 4SO H O HSO OH . − − −+ → + 07. (UFRGS 2016) O equilíbrio de solubilidade do cloreto de prata é expresso pela reação AgC(s) Ag + (aq) + C − (aq), cuja constante de equilíbrio tem o valor 1,7 × 10-10. Sobre esse equilíbrio, é correto afirmar que: a) uma solução em que [Ag+] = [C−] = 1,0 × 10-5 mol·L-1 será uma solução supersaturada. b) a adição de cloreto de prata sólido a uma solução saturada de AgC irá aumentar a concentração de cátions prata. 25 EQUILÍBRIO IÔNICO II PROMILITARES.COM.BR c) a adição de cloreto de sódio a uma solução saturada de AgC irá diminuir a concentração de cátions prata. d) a adição de nitrato de prata a uma solução supersaturada de AgC irá diminuir a quantidade de AgC precipitado. e) a mistura de um dado volume de uma solução em que [Ag+] = 1,0 × 10-6 mol·L-1, com um volume igual de uma solução em que [C−] = 1,0 × 10-6 mol·L-1, irá produzir precipitação de AgC. 08. (ACAFE 2016) Baseado nos conceitos sobre solubilidade, analise as afirmações a seguir. I. Nitrato de prata e cromato de potássio podem ser considerados sais solúveis em água. II. Não haverá precipitação de sulfato de bário em uma mistura de 250 mL de solução 4·10-4 mol/L de sulfato de sódio com 250 mL de solução 4·10-5 mol/L de cloreto de bário. III. Cloreto de sódio, cloreto de cálcio e cloreto de pra ta são sais solúveis em água. IV. Uma solução saturada de hidróxido de alumínio possui maior pH que uma solução saturada de hidróxido de ferro III. Dados: Para resolução dessa questão considere temperatura de 25 ºC. Constante do produto de solubilidade (Ks) do hidróxido de alumínio, hidróxido de ferro III e sulfato de bário respectivamente: 1,3·10-33, 4 ·10-38 e 1·10-10. Todas as afirmações corretas estão em: a) II, III e IV. b) I, II e IV. c) I e IV. d) I e III. 09. (UNICAMP 2015) O hidrogeno carbonato de sódio apresenta muitas aplicações no dia a dia. Todas as aplicações indicadas nas alternativas abaixo são possíveis e as equações químicas apresentadas estão corretamente balanceadas, porém somente em uma alternativa a equação química é coerente com a aplicação. A alternativa correta indica que o hidrogeno carbonato de sódio é utilizado a) como higienizador bucal, elevando o pH da saliva: 2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2. b) em extintores de incêndio, funcionando como propelente: NaHCO3 + OH − → Na+ + CO3 2- + H2O. c) como fermento em massas alimentícias, promovendo a expansão da massa: NaHCO3 → HCO3 − + Na+. d) como antiácido estomacal, elevando o pH do estômago: NaHCO3 + H + → CO2 + H2O + Na +. 10. (UERN 2013) A solução-tampão é geralmente uma mistura de um ácido fraco com o sal desse ácido, ou uma base fraca com o sal dessa base. Essa solução tem por finalidade evitar que ocorram variações muito grandes no pH ou no pOH de uma solução. A eficácia da solução-tampão pode ser vista no sangue, em que, mesmo com a adição de ácido ou base em pequenas quantidades ao plasma sanguíneo, praticamente não há alteração no pH. Um litro de solução contém 1,24 g de ácido carbônico e 16,8 g de bicarbonato de sódio. Sabendo-se que Ka = 2·10-7, determine o pOH dessa solução-tampão. (Considere: Log2 = 0,3) a) 7,7 b) 7,4 c) 6,6 d) 6,3 EXERCÍCIOS DE COMBATE 01. Assinale a substância que, em solução aquosa e a 25 ºC , apresenta o menor pH. a) Cloreto de sódio. b) Óxido de potássio. c) Amônia (amoníaco). d) Óxido de sódio. e) Hidróxido de sódio. 02. O valor de pH de soluções saturadas de carbonato de amônio, cloreto de cálcio e carbonato de cálcio é, respectivamente, a) menor que 7, igual a 7 e em torno de 7. b) igual a 7, maior que 7, menor que 7. c) maior que 7, em torno de 7, menor que 7. d) em torno de 7, igual a 7, maior que 7. e) em torno de 7, igual a 7, menor que 7. 03. Considere uma solução de um ácido HA de constante de ionização Ka a uma dada temperatura. Relativamente a adição de um sal solúvel que possui o íon A (íon comum), assinale a alternativa correta: a) o íon comum não desloca o equilíbrio. b) a concentração de íons H+ aumenta. c) o grau de ionização do ácido não se altera. d) a constante de ionização Ka do ácido não se altera pois ela depende apenas da temperatura. e) o pH da solução não se altera. 04. A formação da casca do ovo das galinhas (CaCO3) segue, esquematicamente, a seguinte sequência de reações, iniciada com o CO2(g) provavelmente da respiração das aves: +CO2(g) CO2(aq) H2CO3(aq) H+ CO3 2-(aq) CaCO3(s) Ca2+ 26 EQUILÍBRIO IÔNICO II PROMILITARES.COM.BR Sabendo-se que, quanto maior a quantidade de CaCO3(s) formado, mais grossa a casca e, portanto, ovos mais resistentes, assinale a opção que indica, entre as várias condições abaixo, somente aquelas que favorecem a formação de maior quantidade de CaCO3(s). I. Menor concentração de CO2(g) provavelmente da respiração das galinhas. II. Maior concentração de CO2(g) proveniente da respiração das galinhas. III. Adição de CO2(g) à água utilizada na bebida das galinhas. IV. pH ácido da água utilizada para a bebida das galinhas. V. pH básico da água utilizada para a bebida das galinhas. a) I e III. b) II e IV. c) I, II e IV. d) I, III e V. e) II, III e V. 05. Cloreto de potássio, ácido acético e bicarbonato de sódio foram, separadamente, dissolvidos em água. Cada uma das soluções resultantes foi colocada em um tubo de ensaio, e o pH de cada uma delas foi medido, encontrando-se os seguintes valores: TUBO PH A 3,0 B 8,0 C 7,0 Baseados nos valores de pH encontrados, pode-se afirmar que os tubos A, B e C contêm, respectivamente, cloreto de potássio, bicarbonato de sódio e ácido acético. a) bicarbonato de sódio, cloreto de potássio e ácido acético. b) ácido acético, bicarbonato de sódio e cloreto de potássio. c) bicarbonato de sódio, ácido acético e cloreto de potássio. d) ácido acético, cloreto de potássio e bicarbonato de sódio. 06. Uma solução de um monoácido fraco, cuja constante de ionização Ka = 2 × 10–5, deve ser misturada a uma outra solução de um sal deste monoácido para preparar uma solução tampão de pH = 6. A razão entre as concentrações do ácido e do sal é: a) 1/3 b) 1/5 c) 1/6 d) 1/10 e) 1/20 07. Nas estações de tratamento da água, comumente provoca-se a formação de flocos de hidróxido de alumínio para arrastar partículas em suspensão. Suponha que o hidróxido de alumínio seja substituído pelo hidróxido férrico. Qual a menor concentração de íons Fe3+, em mol/L, necessária para provocar a precipitação da base, numa solução que contém 1,0·10–3 mol/L íons OH–? Dado: Produto de solubilidade do Fe(OH)3 = 6,0·10 -38 a) 2,0 × 10–41 b) 2,0 × 10–38 c) 2,0 × 10–35 d) 6,0 × 10–35 e) 6,0 × 10–29 08. O íon Hg2+, lançado no meio ambiente por alguns processos industriais, é muito tóxico. Porém, em ambientes naturais, como lagos, pode formar-se o H2S, muito pouco solúvel, diminuindo a concentração de Hg2+ nas água. +HgS(s) Hg2+(aq) S2-(aq) Kps = 1,0 x 10-50 Se em um dado sistema, a [S2–] = 1,0 × 10–5 mol·L–1, a [Hg2+] será: a) 1,0 × 10–10 mol·L–1 b) 1,0 × 10–25 mol·L–1 c) 1,0 × 10–40 mol·L–1 d) 1,0 × 10–45 mol·L–1 e) 1,0 × 10–56 mol·L–1 09. A 50,0 mL de solução aquosa, contendo 2,66 g de cloreto de cálcio, adicionamos 50,0 mL de solução aquosa contendo 4,08 g de nitrato de prata. Considerando a reação que ocorre e a baixa solubilidade do cloreto de prata [Kps = 10–10 M2], está correto afirmar que há, no máximo, formação da seguinte massa, em gramas, de AgC: a) 1,72 b) 2,96 c) 3,44 d) 5,68 e) 6,74 10. Preparam-se duas soluções saturadas, uma de oxalato de prata (Ag2C2O4) e outra de tiocianato de prata (AgSCN). Esses dois sais têm, aproximadamente, o mesmo produto de solubilidade (da ordem de 10–12). Na primeira, a concentração de íons prata é [Ag+]1 e, na segunda, [Ag+]2; as concentrações de oxalato e tiocianato são, respectivamente, [C2O4 2–] e [SCN–]. Nesse caso, é correto afirmar que: a) [Ag+]1 = [Ag +]2 e [C2O4 2–] < [SCN−] b) [Ag+]1 > [Ag +]2 e [C2O4 2−]> [SCN−] c) [Ag+]1 > [Ag +]2 e [C2O4 2−] = [SCN−] d) [Ag+]1 < [Ag +]2 e [C2O4 2−] < [SCN−] e) [Ag+]1 = [Ag +]2 e [C2O4 2−] > [SCN−] GABARITO EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO 01. A 02. B 03. B 04. D 05. A 06. D 07. B 08. A 09. C 10. E EXERCÍCIOS DE TREINAMENTO 01. C 02. C 03. A 04. B 05. B 06. B 07. C 08. C 09. D 10. D EXERCÍCIOS DE COMBATE 01. A 02. D 03. D 04. E 05. C 06. E 07. E 08. D 09. C 10. B