Exercícios

Exercícios

Questão 1

(UESPI) A fadiga muscular, comum quando se executa um grande esforço físico, é causada pelo acúmulo do Ácido Láctico (HC~3~H~5~O~3~) nas fibras musculares de nosso organismo. Considerando que, em uma solução aquosa 0,100M, temos 3,7% do ácido láctico dissociado, determine o valor da constante de acidez (Ka). Dados de massa atômica: H=1; O=16; C=12.


a) 1,0 x 101
b) 1,4 x 10­4
c) 2,7 x 102
d) 3,7 x 102
e) 3,7 x 103

Questão 2

Uma solução aquosa de um ácido fraco monoprótico é mantida à temperatura de 25°C. Na condição de equilíbrio, este ácido está 2,0% dissociado. Assinale a opção CORRETA que apresenta, respectivamente, os valores numéricos do pH e da concentração molar (expressa em mol L–1) do íon hidroxila nesta solução aquosa. Dados: pKa (25 °C) = 4,0; log 5 = 0,7.


a) 0,7 e 5,0 x 10–14
b) 1,0 e 1,0 x 10–13
c) 1,7 e 5,0 x 10–13
d) 2,3 e 2,0 x 10–12
e) 4,0 e 1,0 x 10–10

Questão 3

A metilamina, H~3~C – NH~2~, proveniente da decomposição de certas proteínas, responsáveis pelo desagradável cheiro de peixe, é uma substância gasosa, solúvel em água. Em soluções aquosas de metilamina ocorre o equilíbrio:

H~3~C – NH~2(g)~ + H~2~O~(l)~ ⇄ H~3~C – NH~3~ 1+ ~(aq)~ + OH-1 ~(aq)~

a) o pH de uma solução aquosa de metilamina será maior, menor ou igual a 7? Explique.
b) Por que o limão ou o vinagre (soluções ácidas) diminuem o cheiro de peixe?

Equilíbrio Iônico

Questão 1

O equilíbrio iônico é um caso particular do equilíbrio químico e estuda o comportamento dos íons em solução.

Uma solução é classificada como eletrólito forte pela grande quantidade de espécies iônicas liberadas em solução. Já um eletrólito fraco tem o número de íons reduzido.

O equilíbrio é medido pela constante de equilíbrio e pelo grau de equilíbrio. Para que ele ocorra, é necessário que a temperatura seja constante e o sistema não tenha trocas com o ambiente.

Equilíbrio iônico de ácidos e bases

Os exemplos mais comuns de equilíbrios iônicos são os que envolvem ácidos e bases em solução aquosa.

Ionização do ácido

Ácido é um composto covalente que ioniza em água e libera H+ em solução, formando íons hidrônio H3O+.

O deslocamento do equilíbrio está relacionado com a força do ácido: quanto mais forte o ácido, o equilíbrio será deslocado para direita, no sentido de formação das espécies iônicas.

Dissociação da base

Base é um composto iônico que se dissocia em água e libera íons OH.

O deslocamento do equilíbrio está relacionado com a força da base: quanto mais forte a base, o equilíbrio será deslocado para direita, no sentido de liberação das hidroxilas em solução.

Constante de equilíbrio para ácidos e bases

A constante de equilíbrio é uma grandeza que caracteriza o equilíbrio, levando em consideração os aspectos cinéticos das reações químicas.

Ela é obtida a partir das concentrações das espécies, conforme a expressão a seguir:

Constante de ionização

Para os ácidos, utiliza-se a constante de ionização, que é definida a partir de Kc.

Considerando que a água é um líquido puro, a concentração dessa substância não participa do cálculo da constante e é substituída pelo número 1.

Constante de dissociação

Para as bases, utiliza-se a constante de dissociação, que é definida a partir de Kc.

Quanto aos valores das constantes é importante lembrar que:

  1. Quanto maior o valor de Ka, mais forte é o ácido.
  2. Quanto maior o valor de Kb, mais forte é a base.
  3. O valor da constante varia conforme a temperatura.

Lei da diluição de Ostwald

O químico alemão Wilhelm Ostwald (1853-1932), de acordo com suas observações sobre os equilíbrios iônicos, formulou a seguinte lei:

Um eletrólito (ácido, base ou sal) cuja concentração em mols diminui no volume da solução, a uma dada temperatura, tem seu grau de ionização ou dissociação elevado.

A lei de diluição de Ostwald relaciona:

  • Constante de ionização (K)
  • Grau de dissociação ( )
  • Concentração em mol/L (M)

Essas expressões são úteis para prever o comportamento ácidos e bases fracas quando ocorre uma diluição.

Quando aumentamos o volume da solução, diminuímos a concentração, pois: 

Consequentemente, o grau de dissociação aumenta para que o valor de K permaneça constante, já que ele só modifica com a temperatura.

Deslocamento de equilíbrios iônicos

Três fatores podem alterar o equilíbrio químico: pressão, temperatura e concentração.

Os equilíbrios em fase gasosa são mais sensíveis às variações de pressão. Já as mudanças de temperatura, alteram o valor da constante de equilíbrio e favorecem reações que absorvem calor.

Considerando a temperatura constante, temos que o fator que altera o equilíbrio iônico em fase aquosa é a concentração.

Efeito do íon comum

Segundo o Princípio de Le Chatelier, quando ocorre uma perturbação em um sistema em equilíbrio, esse sistema reage para minimizar a alteração sofrida.

Quando adicionamos substâncias ou íons que já participam de um equilíbrio, haverá um deslocamento que gerará o consumo da espécie e um novo equilíbrio será estabelecido.

Exemplo:

A dada temperatura, a equação a seguir está em equilíbrio:

Calculando a constante de equilíbrio com os valores dados, temos que:

Se adicionarmos à solução 0,35 mol de uma substância que contenha a espécie A, aumentaremos a quantidade dela no meio.

Como o sistema está em equilíbrio, haverá um deslocamento para a esquerda, de forma que o excesso da espécie A seja consumido, e o valor constante de equilíbrio seja restabelecido.

Pela estequiometria da reação, vemos que 0,1 mol de H+ reagiu com 0,1 mol de A e produziu 0,1 mol de HA para retornar ao equilíbrio.

Mudaram-se os valores das concentrações, mas a constante de equilíbrio permanece a mesma.

Com esse exemplo, podemos observar que o íon comum:

  • Diminui o grau de ionização do ácido.
  • Diminui a concentração de H+.
  • Aumento da concentração da substância não ionizada.
  • Não altera a constante de equilíbrio.

Efeito do íon não comum

O deslocamento de equilíbrio também ocorre quando se é adicionado um íon que reaja com um participante do equilíbrio.

Acontece a retirada ou adição de uma substância e o sistema restabelecerá o equilíbrio produzindo ou consumindo mais dela.

Exemplo:

A dada temperatura, a equação a seguir está em equilíbrio:

O equilíbrio pode ser deslocado de duas formas:

  • Adição de ácido: o excesso de íons H3O+ desloca o equilíbrio para direita consumindo os íons hidrônio e a solução ficará laranja pela produção do dicromato.
  • Adição de base: a hidroxila liberada pela base consome os íons H3O+ e o sistema desloca o equilíbrio para esquerda, produzindo mais desse íon e a solução fica amarela pela produção do cromato.

Questão 1

(UESPI) A fadiga muscular, comum quando se executa um grande esforço físico, é causada pelo acúmulo do Ácido Láctico (HC~3~H~5~O~3~) nas fibras musculares de nosso organismo. Considerando que, em uma solução aquosa 0,100M, temos 3,7% do ácido láctico dissociado, determine o valor da constante de acidez (Ka). Dados de massa atômica: H=1; O=16; C=12.


a) 1,0 x 101
b) 1,4 x 10­4
c) 2,7 x 102
d) 3,7 x 102
e) 3,7 x 103

Questão 2

Uma solução aquosa de um ácido fraco monoprótico é mantida à temperatura de 25°C. Na condição de equilíbrio, este ácido está 2,0% dissociado. Assinale a opção CORRETA que apresenta, respectivamente, os valores numéricos do pH e da concentração molar (expressa em mol L–1) do íon hidroxila nesta solução aquosa. Dados: pKa (25 °C) = 4,0; log 5 = 0,7.


a) 0,7 e 5,0 x 10–14
b) 1,0 e 1,0 x 10–13
c) 1,7 e 5,0 x 10–13
d) 2,3 e 2,0 x 10–12
e) 4,0 e 1,0 x 10–10

Questão 3

A metilamina, H~3~C – NH~2~, proveniente da decomposição de certas proteínas, responsáveis pelo desagradável cheiro de peixe, é uma substância gasosa, solúvel em água. Em soluções aquosas de metilamina ocorre o equilíbrio:

H~3~C – NH~2(g)~ + H~2~O~(l)~ ⇄ H~3~C – NH~3~ 1+ ~(aq)~ + OH-1 ~(aq)~

a) o pH de uma solução aquosa de metilamina será maior, menor ou igual a 7? Explique.
b) Por que o limão ou o vinagre (soluções ácidas) diminuem o cheiro de peixe?

Exercícios

Questão 1

Quando os sais isocianeto de potássio (KNC), cloreto de ferro II (FeCl2), sulfato de lítio (Li2SO4) e brometo de amônio (NH4Cl), são adicionados em recipientes diferentes, contendo água, formam soluções, respectivamente, com quais características?

a) básico, ácido, ácido e neutro

b) ácido, básico, neutro e ácido

c) básico, neutro, ácido e ácido

d) básico, ácido, neutro e ácido

e) ácido, neutro, básico e básico

Questão 2

Qual dos compostos fornecidos abaixo, se dissolvido em água, forma uma solução com pH maior que 7?

a) Na2S

b) NaCl

c) (NH4)2SO4

d) KNO3

e) NH4Br

Questão 3

(UFTM-MG) O refrigerante sabor “laranja” possui essa coloração porque em sua composição existe um indicador que, em meio ácido, apresenta cor laranja e em meio básico é incolor. Ao adicionar em 1/2 copo desse refrigerante, 1 colher (de sopa) de solução aquosa de hipoclorito de sódio (NaClO), observa-se que o refrigerante fica incolor. Considerando apenas o comportamento ácido-base dos sais, pode-se afirmar que a mudança da coloração ocorreu devido ao fato de o NaClO poder ser considerado como proveniente de uma reação de:

a) base fraca com ácido forte.

b) base forte com ácido forte.

c) base fraca com ácido moderado.

d) base forte com ácido fraco.

e) base moderada com ácido fraco.

Hidrólise Salina

Na hidrólise salina, um sal sofre decomposição pela água e pode formar soluções ácidas ou básicas.

Hidrólise salina é o processo em que íons provenientes de um sal reagem com a água.
Uma solução salina pode originar soluções ácidas e básicas. Os sais presentes dissociam-se em cátions e ânions, e dependendo desses íons a solução assume diferentes valores de pH.

Representação:

Quando o sal se dissolve em água, dilui-se totalmente para produzir cátions (H+) e ânions (OH-). Repare na equação acima que esses íons contribuíram para a formação de um ácido (HA) e uma base (COH).

A palavra hidrólise significa reação de decomposição de uma substância pela água.

H+ + H2O ↔ HOH + H+
A decomposição de um cátion (H+) caracteriza as soluções ácidas.

OH- + H2O ↔ HOH + OH-

A decomposição de um ânion (OH-) dá origem a soluções básicas.

Representação da molécula de água, substância que decompõe uma substância na hidrólise.

Hidrólise salina de ácido fraco e base forte

No preparo de uma solução aquosa de NaCN (cianeto de sódio), verificamos que seu pH é maior que 7, portanto constitui uma base forte. Acompanhe a análise da hidrólise deste sal:

Ao se adicionar a base NaCN em meio neutro (água), ela torna a solução básica (pH > 7).
A equação clássica do processo é:

Os produtos da reação são:
NaOH (hidróxido de sódio): base forte
HCN (ácido cianídrico): ácido fraco

As duas regras a seguir são úteis para se obter a equação do processo de Hidrólise do sal:

1. Dissociar o sal (separar o cátion do ânion)
2. Dissociar a base forte (COH → C+ +OH-)

• NaCN, por ser sal solúvel, encontra-se dissociado:
NaCN → Na+ + CN-

• NaOH, por ser base forte, encontra-se dissociada:
NaOH → Na+ + OH-

Assim, a maneira mais correta de representar a reação é:

CN- (aq) + H2O(l) ↔ OH- (aq) +HCN(aq)

Repare que a hidrólise (quebra da molécula através da água) foi do ânion CN-, ou seja, do íon proveniente do ácido fraco.
Equação genérica da Hidrólise do ânion: A + HOH → HA + OH

Conclusão: sal de ácido fraco e base forte dá à solução caráter básico (pH > 7). A presença do íon OH- justifica o meio básico.

Hidrólise salina de ácido forte e base fraca

Ao preparamos uma solução aquosa de Nitrato de amônio (NH4NO3) podemos constatar que seu pH fica abaixo de 7.

A adição de NH4NH3 à água torna a solução ácida.

Para se obter a equação do processo de Hidrólise do sal, devemos seguir as seguintes regras:

• dissociar o sal (separar o cátion do ânion)
• ionizar o ácido forte (HA → H+ + A)
• dissociar a base forte (COH → C+ + OH)


• NH4NO3, por ser sal solúvel, encontra-se dissociado:
NH4NO3 → NH+4 + NO-3

• HNO3, por ser ácido forte, encontra-se ionizado:
HNO3 → H+ + NO-3

Assim, a maneira mais correta de representar a reação é:

Observe que a hidrólise foi do cátion, ou seja, do íon proveniente da base fraca.

Hidrólise do cátion: NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+


A Hidrólise salina do nitrato de amônio deu origem aos produtos:
NH4OH (hidróxido de amônio): base fraca
HNO3 (ácido nítrico): ácido forte

A presença do íon H+ justifica a acidez da solução (pH < 7).
Conclusão:
Sal de ácido forte e base fraca dá à solução caráter ácido. 

Exercícios

Questão 1

(UFPB) Se 1 mol de H2(g) e 1 mol de I2(g), em um recipiente de 1 litro, atingirem a condição de equilíbrio a 500 ºC, a concentração de HI no equilíbrio será:

Dado: Kc = 49.

a) 2,31.

b) 5,42.

c) 1,56.

d) 3,29.

e) 4,32.

Questão 2

(PUC-RS) Um equilíbrio envolvido na formação da chuva ácida está representado pela equação:

2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g)

Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6 mols de dióxido de enxofre e 5 mols de oxigênio. Depois de algum tempo, o sistema atingiu o equilíbrio; o número de mols de trióxido de enxofre medido foi 4. O valor aproximado da constante de equilíbrio é:

a) 0,53

b) 0,66

c) 0,75

d) 1,33

e) 2,33

Questão 3

Em um recipiente de 5 L, a uma temperatura T, são misturados 5 mol de CO(g) e 5 mol de H2O(g). Quando o equilíbrio é atingido, coexistem 3,325 mol de CO2(g) e 3,325 mol de H2(g). Calcule o valor de Kc, na temperatura T, para o seguinte equilíbrio:

CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g)

a) 3940

b) 394

c) 0,394

d) 39,4

e) 3,94

Constante de Equlíbrio

constante de equilíbrio é um valor que relaciona as concentrações das espécies reagentes e do produto no momento em que ocorre o equilíbrio.

Onde Kc representa o valor das constantes de equilíbrio em uma temperatura determinada, em função da concentração da espécies em mol L -1 ou [ ] mol L-1 . Em caso da ocorrência da reação em fase gasosa, a constante é comumente expressa Kp, em função das pressões parciais das espécies presentes no equilíbrio.

Exemplo: Reação onde as espécies apresentam-se em fase gasosa no equilíbrio:

Para a reação genérica a abaixo:

As substâncias presentes no equilíbrio podem estar em diferentes estados físicos (líquido, sólido e/ou gasoso), formando um equilíbrio heterogêneo nesse caso a constante K não considera, as concentrações dos líquidos e sólidos puros, uma vez que, nesse contexto a sua variação de concentração será desprezível.

Como exemplos temos a reação de calcinação do Carbonato de Cálcio, dada por:

Como o [CO2] é uma espécie em fase gasosa podemos relacionar as constantes Kc eKp de acordo com equação mencionada a seguir:

Kp = Kc . RT (Δn)

Onde:

  • Kp é a constante de equilíbrio em função da pressão.
  • Kc é a constante de equilíbrio em função da concentração.
  • R é a constante de Clapeyron, ou seja, R= 0,082 L atm-1
  • T é temperatura em Kelvins (K) onde K= T em °C + 273,15
  • Δn é a variação do número de mols, ou seja,  Δn = (n produto)-(n reagentes)

Relação das Constantes de equilíbrio e grandezas Termodinâmicas:

A variação de energia livre ΔG de um sistema representa a energia requerida para que seja realizado trabalho útil, em sua mudança de estado. No decorrer da reação observamos que a capacidade de realização de trabalho útil vai gradativamente diminuindo, com o consumo dos reagentes e formação de produto deste modo o sistema atinge o equilíbrio dinâmico, o que mostra que a ΔG tanto dos produtos quanto dos reagentes são iguais fornecendo ΔG=0. De acordo com o diagrama abaixo conclui-se que:

Ou expressando por meio das equações: