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EQUILÍBRIO QUÍMICO
REAÇÃO REVERSÍVEL
Reação reversível é aquela que ocorre simultaneamente nos dois sentidos.
A + B C + D
1 2
sentido 1 = reação direta sentido 2 = reação inversa ou reversa
CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO
Considerando a reação reversível:
A + B C + D
1 2
À medida que ocorre a reação direta, as concentrações molares de A e de B diminuem (A e B são consumidos), ao passo que as concentrações molares de C e de D aumentam (C e D são formados). Aplicando às reações direta e inversa a lei de velocidades, conclui-se que, com o passar do tempo, a velocidade da reação direta diminui enquanto que a velocidade da reação inversa aumenta.
v 1 = k 1 .[A].[B] v 2 = k 2 .[C].[D]
diminui porque
aumenta porque
estas concentrações vão diminuindo
estas concentrações vão aumentando
Após um tempo t , as velocidades das reações direta e inversa se igualam. Diz-se, então que a reação atingiu um estado de equilíbrio dinâmico, o equilíbrio químico.
Graficamente, tem-se:
Velocidade
v 1
v 2
(^0) t Tempo
t = tempo no qual o equilíbrio é atingido
v 1 = v 2
A partir do instante em que o sistema atinge o estado de equilíbrio químico, tem-se a impressão que a reação cessou, pois não ocorre mais nenhuma modificação observável. No entanto, as reações direta e inversa continuam a ocorrer com velocidades iguais. Isto faz
com que, ao ser atingido o equilíbrio, as concentrações molares das substâncias participantes permaneçam constantes; cada transformação de moléculas reagentes em produtos é compensada por uma transformação de moléculas produtos em reagentes.
A variação das concentrações molares dos reagentes e produtos, dependendo das condições em que se estabeleça o equilíbrio, pode ser representada por um dos seguintes diagramas:
concentração molar
[A] e/ou [B]
[C] e/ou [D]
t tempo
[A] e/ou [B] > [C] e/ou [D]
concentração molar
[C] e/ou [D]
[A] e/ou [B]
t tempo [A] e/ou [B] < [C] e/ou [D]
concentração molar
[A] e/ou [B] = [C] e/ou [D]
t tempo [A] e/ou [B] = [C] e/ou [D]
Em qualquer condição que se estabeleça, o equilíbrio químico será caracterizado por:
- ocorrer em um sistema fechado ou que se comporte como tal;
- apresentar reagentes e produtos, pois a reação não se processa totalmente;
- apresentar velocidades iguais para as reações direta e inversa;
- apresentar constância das concentrações molares das substâncias participantes.
CONSTANTES DE EQUILÍBRIO
Qualquer equilíbrio químico é caracterizado por uma constante de equilíbrio, a qual é obtida através da lei do equilíbrio que diz:
"O produto das concentrações molares dos produtos da reação dividido pelo produto das concentrações molares dos reagentes, estando cada concentração elevada a um expoente igual ao seu coeficiente na equação química considerada, é constante."
Esta constante de equilíbrio é representada por Kc e é denominada de constante de equilíbrio em função das concentrações molares.
Considerando a reação reversível:
x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g)
1
2
pela aplicação da lei do equilíbrio, obtém-se:
x y
w t
A. B
C .D
Kc
A constante de equilíbrio é característica de cada reação química e seu valor depende somente da temperatura.
Para qualquer reação tem-se que, quanto maior o valor de Kc, maior será o rendimento ou a extensão da reação, isto é, a concentração dos produtos presentes no sistema será maior que a concentração dos reagentes. Caso contrário, quanto menor o valor de Kc, menor o rendimento ou a extensão da reação, ou seja, haverá maior concentração dos reagentes em relação à de produtos.
Exemplos :
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kc = [N 2 ]. [H 2 ]^3
[NH 3 ]^2
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Kc =
[SO 2 ]^2. [O 2 ]
[SO 3 ]^2
- Constante de equilíbrio em função das pressões parciais (Kp)
Quando um equilíbrio envolver gases, a constante de equilíbrio poderá ser determinada através das pressões parciais desses gases. Neste caso, a constante de equilíbrio é representada por Kp e é denominada de constante de equilíbrio em função das pressões parciais.
A expressão da constante de equilíbrio em função das pressões parciais (Kp) é obtida da mesma maneira que o foi a constante de equilíbrio em função das concentrações (Kc).
Assim, para o equilíbrio:
x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g)
1
2
tem-se:
x y
w t
pA. pB
pC .pD Kp
onde p corresponde à pressão parcial do gás considerado, após atingido o equilíbrio.
Exemplos :
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kp = (pN 2 ). (pH 2 )^3
(pNH 3 )^2
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Kp =
(pSO 2 )^2. (pO 2 )
(pSO 3 )^2
Atenção!
- Nos equilíbrios em que existirem partici- pantes sólidos , **estes não devem ser representados na expressão da constante de equilíbrio em função das concentrações molares (Kc), pois suas concentrações são sempre constantes.
- Na expressão de Kp só devem ser representados os componentes gasosos.**
Observe as expressões de Kc e Kp para os equilíbrios a seguir:
2 CO(g) + O2(g) ⇄ 2 CO2(g)
(pCO) .(pO )
(pCO ) Kp [CO] .[O ]
[CO ]
Kc 2
2
2 2
2
2
2 ^2
C(s) + O2(g) ⇄ CO2(g)
(pO )
(pCO ) Kp [O ]
[CO ]
Kc 2
2 2
^2
Zn(s) + 2 HCl(aq) ⇄ ZnCl2(aq) + H2(g)
Kp (pH )
[HCl]
[ZnCl ].[H }
Kc ^2 22 2
Para o equilíbrio:
- Cálculo da constante de equilíbrio Kc.
Com base nos dados, se constrói uma tabela que irá auxiliar na dedução das concentrações molares, no equilíbrio, de todas as espécies participantes.
H 2 + I 2 ⇄ 2 HI
Início 0,2 0,15 0
reação
equilíbrio 0,
Se, no início, a concentração do HI era nula e no equilíbrio há 0,2 mol/L, conclui-se que esta substância foi formada na reação. Observando a proporção dada pelos coeficientes da equação (1:1:2), para formar 0, mol/L de HI houve o consumo de 0,1 mol/L de H 2 e 0, mol/L de I 2. Colocando estas concentrações na linha reação, tem- se:
H 2 + I 2 ⇄ 2 HI
Início 0,2 0,15 0
reação −0,1 −0,1 +0,
equilíbrio 0,1 0,05 0,
Na linha do equilíbrio estão as concentrações molares necessárias para o cálculo de Kc.
Substituindo estes valores na expressão matemática de Kc, tem-se:
[H ].[I ]
[HI]
Kc
2
2 2
2 8
Exemplo 3 :
Aqueceram-se dois mols de pentacloreto de fósforo num recipiente fechado com capacidade de 2 litros. Atingido o equilíbrio, o pentacloreto de fósforo se encontra 40% dissociado em tricloreto de fósforo e cloro. Calcular a constante de equilíbrio Kc do sistema.
Resolução:
- Cálculo da concentração molar inicial do PCℓ 5.
2 litros
2 mol V
n = 1 mol/L
Com base nos dados, se constrói uma tabela que irá auxiliar na dedução das concentrações molares, no equilíbrio, de todas as espécies participantes.
PCℓ 5 ⇄ PCℓ 3 + Cℓ 2
Início 1 0 0
reação
equilíbrio
No início, as concentrações de são nulas.
O enunciado da questão diz que 40% de PCℓ 5 se dissocia (é consumido). Isto corresponde a 0,4 mol/L. Portanto, na linha reação,coloca-se esse valor e, observando a proporção dada pelos coeficientes da equação (1:1:1), se deduz as concentrações de PCℓ 3 e de Cℓ 2 que se formam até o equilíbrio ser atingido.
PCℓ 5 ⇄ PCℓ 3 + Cℓ 2
Início 1 0 0
reação −0,4 +0,4 +0,
equilíbrio 0,6 0,4 0,
Na linha do equilíbrio estão as concentrações molares necessárias para o cálculo de Kc.
Substituindo estes valores na expressão matemática de Kc, tem-se:
[PC ]
[PC ].[C ]
Kc 5
3 2
DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO
O estado de equilíbrio de uma reação pode sofrer modificações em função dos fatores de equilíbrio a que está submetido o sistema. Os fatores que provocam essa alteração são a concentração dos participantes , a pressão e a temperatura.
O efeito provocado pela alteração de qualquer um dos fatores de equilíbrio é regido pelo Princípio de Le Chatelier , que estabelece:
“Quando se exerce uma ação num sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido da reação que neutraliza essa ação”.
Baseado neste princípio é possível prever os efeitos de ações impostas a um sistema em equilíbrio.
- Influência da concentração dos participantes
Regra geral:
desloca o equilíbrio adição de uma no sentido que irá substância consumi-la (lado oposto)
desloca o equilíbrio retirada de uma no sentido que irá substância refazê-la (mesmo lado)
Supondo a reação em equilíbrio:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
A adição de uma certa quantidade de N2(g) ao reator que contém o equilíbrio, aumentará a concentração desta substância e isto provocará um deslocamento deste equilíbrio para a direita (lado oposto daquele onde
se encontra o N2(g), ou seja, no sentido da reação que consome o N2(g)).
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
A retirada de uma certa quantidade de N2(g) do reator que contém o equilíbrio, diminuirá a concentração desta substância e isto provocará um deslocamento deste equilíbrio para a esquerda (mesmo lado em que se encontra o N2(g), ou seja, no sentido da reação que refaz o N2(g)).
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Regra geral:
aumento desloca o equilíbrio da no sentido de pressão menor volume
diminuição desloca o equilíbrio da no sentido de pressão maior volume
Supondo a reação em equilíbrio:
1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
1 volume 3 volumes 2 volumes
4 volumes 2 volumes
Observe que os coeficientes dos gases da equação balanceada nos fornecem a relação em volume entre esses gases.
Se a pressão sobre este equilíbrio for aumentada, ocorrerá deslocamento para a direita (sentido de menor volume).
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Se a pressão sobre este equilíbrio for diminuída, ocorrerá deslocamento para a esquerda (sentido de maior volume).
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Observação :
Quando o volume total do sistema permanecer constante, a variação da pressão não afetará o estado de equilíbrio desse sistema.
No equilíbrio:
1 H2(g) + 1 I2(g) 2 HI(g)
2 volumes 2 volumes
não ocorre variação de volume. Neste caso, a pressão não afetará o estado de equilíbrio da reação.
- Influência da temperatura
Regra geral:
aumento da desloca o equilíbrio no temperatura sentido endotérmico
diminuição da desloca o equilíbrio no temperatura sentido exotérmico
Supondo a reação em equilíbrio:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H = -92 kJ
A H que acompanha a equação está associada à reação direta. Portanto, a reação direta é exotérmica e a inversa é endotérmica. exot. N2(g) + 3 H2(g) (^) endot.2 NH3(g)
Se a temperatura do sistema for aumentada, o equilíbrio se deslocará para a esquerda (sentido endotérmico).
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Se a temperatura do sistema for diminuída, o equilíbrio se deslocará para a direita (sentido exotérmico). N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
EXERCÍCIOS DE SALA
- (UFPB) Numa reação química, o equilíbrio é observado quando: a) O número de mols dos reagentes é igual ao número de mols dos produtos. b) A temperatura do sistema reacional fica constante. c) As velocidades das reações direta e inversa são iguais. d) Os reagentes são totalmente consumidos. e) As reações direta e inversa ocorrem simultaneamente.
- (CEFET – PR) Com relação ao equilíbrio químico, afirma-se: I. O equilíbrio químico só pode ser atingido em sistemas fechados (onde não há troca de matéria com o meio ambiente). II. Num equilíbrio químico, as propriedades macroscópicas do sistema (concentração,
de H 2 O(g) são ambas iguais a 0,40 atm e a pressão parcial de H2(g) é de 0,30 atm. a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio.
b) Calcule a pressão parcial de CO(g) no equilíbrio.
- (PUC – SP) No equilíbrio N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) verifica-se que Kc = 2,4 x 10-3^ (mol/L)-2^ a 727 oC. Qual o valor de Kp, nas mesmas condições físicas? (R = 8,2 x 10-2^ atm.L.K-1.mol-1).
- Qual o efeito produzido sobre o equilíbrio
2 NO(g) + O2(g) ⇄ 2 NO2(g) H < 0 quando se provoca: a) aumento da concentração de NO?
b) diminuição da concentração de O 2?
c) diminuição da concentração de NO 2?
d) diminuição da pressão total?
e) aumento da temperatura?
- (UFRJ) A reação de síntese do metanol a partir do monóxido de carbono e hidrogênio é: CO(g) + 2 H2(g) ⇄ CH 3 OH(g) Admita que a entalpia padrão (Ho) dessa reação seja constante e igual a −90 kJ.mol-1^ de metanol formado e que a mistura reacional tenha comportamente de gás ideal. A partir de um sistema inicialmente em equilíbrio, explique como aumentos independentes de temperatura e pressão afetam o equilíbrio dessa reação.
- (VUNESP) Em uma das etapas da fabricação do ácido sulfúrico ocorre a reação SO2(g) + ½ O2(g) ⇄ SO3(g). Sabendo-se que as constantes de equilíbrio da reação diminuem com o aumento da temperatura, e que o processo de fabricação do ácido sulfúrico ocorre em recipiente fechado, conclui-se que a reação acima: a) é favorecida pelo aumento do volume do recipiente.
b) é desfavorecida pelo aumento da pressão total exercida sobre o sistema. c) não é afetada pelo aumento da pressão parcial de SO 3. d) tem seu rendimentos aumentado quando o equilíbrio é estabelecido em presença de um catalisador. e) é exotérmica.
TESTES DE VESTIBULARES
- (UFRGS) Uma reação química atinge o equilíbrio quando: a) ocorre simultaneamente nos sentidos direto e inverso. b) as velocidades das reações direta e inversa são iguais. c) os reagentes são totalmente consumidos. d) a temperatura do sistema é igual à do ambiente. e) a razão entre as concentrações dos reagente e produtos é unitária.
- (ACAFE-SC) Dado o sistema N 2 + 3 H 2 ⇄ 2 NH 3 , a constante de equilíbrio é:
a) Kc = b) Kc =
c) Kc = d) Kc =
e) Kc =
[N 2 ]. [H 2 ]
[2 NH 3 ]
[N 2 ]. [3 H 2 ]
[NH 3 ]
[NH 3 ]^ [NH 3 ]
[NH 3 ]
[N 2 ]. [H 2 ] [N 2 ]. [H 2 ]
2 [N 2 ]. [H 2 ]
2
2
3
3
3
- (UFMG) Considere a reação hipotética
A + B C + D
v 1 v 2 Considere também o gráfico da velocidade em função do tempo dessa reação.
Velocidade
v 1
v 2
x y Tempo
Com base nessas informações, todas as afirmativas estão corretas, exceto: a) no instante inicial, a velocidade v 1 é máxima. b) no instante inicial, as concentrações de C e D são nulas. c) no instante x, as concentrações dos reagentes e produtos são as mesmas. d) no instante x, a velocidade v 2 é máxima. e) no instante x, as concentrações de A e B são as mesmas que no instante y.
- (PUC-PR) Atingido o equilíbrio químico na reação:
H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
medimos os valores das constantes de equilíbrio, em função das concentrações molares (Kc) e em função das pressões parciais (Kp). Em conseqüência, teremos: a) sempre Kc = Kp; b) sempre Kc > Kp; c) sempre Kc < Kp; d) Kc Kp, dependendo da temperatura; e) Kc Kp, dependendo da temperatura.
- (PUCCAMP-SP) Indique o único sistema, em equilíbrio, cujo valor de constante, em pressões parciais, é o mesmo do medido em mols/litro: a) 2 NH3(g) ⇄ N2(g) + 3 H2(g) b) C(s) + H 2 O(g) ⇄ CO(g) + H2(g) c) CO(g) + Cl2(g) ⇄ COCl2(g) d) CO(g) + H 2 O(g) ⇄ CO2(g) + H2(g) e) PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g)
- (CESGRANRIO-RJ) Assinale, entre as opções abaixo, a razão Kp/Kc relativa à reação 2 NaHCO3(s) ⇄ Na 2 CO3(s) + CO2(g) + H 2 O(g) a) 1 b) RT c) (RT)- d) (RT)^2 e) (RT)^3
- (VUNESP-SP) Estudou-se a cinética da reação
S(s) + O2(g) SO2(g) realizada a partir de enxofre e oxigênio em um sistema fechado. Assim, as curvas I, II e III do gráfico representam as variações das concentrações dos componentes com o tempo desde o momento da mistura até o sistema atingir o equilíbrio.
Mol/L III
II
I
tempo
As variações das concentrações de S, de O 2 e de SO 2 são representadas, respectivamente, pelas curvas: a) I, II e III b) II, III e I c) III, I e II d) I, III e II e) III, II e I
- (UFPR) Quais das informações abaixo podem ser extraídas apenas pelo exame da equação
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)?
- A reação somente se processará se os reagentes estiverem exatamente nas proporções dadas pela equação.
- Para cada molécula de N 2 consumida, são necessárias três moléculas de H 2 , produzindo duas moléculas de NH 3.
- Para cada mol de H 2 , é necessário 1/3 de mol de N 2.
- A reação é muito lenta e necessita de catalisador para ser acelerada.
- Se a reação se processar em recipiente fechado e se, inicialmente, estiverem presentes um mol de N 2 e três mols de H 2 , no final da reação teremos somente moléculas de amônia.
- (UFRJ) 0,10 mol de H 2 e 1,24 mol de HI foram colocados em um balão de 10 litros no qual se fez previamente o vácuo e aquecidos a 425°C por algumas horas; depois de arrefecido, seu conteúdo foi analisado, tendo sido encontrados os seguintes valores: H 2 = 0,20 mol I 2 = 0,10 mol HI = 1,04 mol A constante de equilíbrio do sistema, considerando a reação H 2 + I 2 ⇄ 2 HI é: a) 0, b) 5, c) 54 d) 0, e) 5,
- (FUVEST-SP) O equilíbrio de dissociação do H 2 S gasoso é representado pela equação 2 H 2 S(g) ⇄ 2 H2(g) + S2(g).
Em um recipiente de 2,0 dm^3 estão em equilíbrio 1, mol de H 2 S, 0,20 mol de H 2 e 0,80 mol de S 2. Qual o valor da constante de equilíbrio Kc? a) 0, b) 0, c) 0, d) 12, e) 62,
- (UFPR) Temos representadas no gráfico as concen- trações dos reagentes e produtos de uma reação do tipo A + B ⇄ C + D ocorrendo no sentido à direita a partir do tempo zero. Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes valores representados no gráfico.
.................................................
.................................................
2 .................................................
4
6
8
10
Concentração (mol/L)
Tempo Calcular a constante de equilíbrio Kc da reação.
- (PUC-SP) Um mol de H 2 e um mol de Br 2 são co- locados em um recipiente de 10 L de capacidade, a
b) aumentar a pressão. c) juntar um catalisador. d) adicionar um gás inerte. e) aumentar o volume do reator.
24 (PUC-PR) Os seguintes fatores podem deslocar um sistema em equilíbrio químico, exceto um: a) pressão total. b) temperatura. c) concentração de um participante da reação. d) catalisador. e) pressão parcial de um participante da reação.
- (UFSC) Dada a reação:
2 NO2(g) ⇄ N 2 O4(g) H = -14,1 kcal, qual das alterações abaixo aumenta a concentração molecular do produto?
- Aumento da temperatura.
- Aumento da concentração de NO 2.
- Diminuição da temperatura.
- Diminuição da pressão.
- Adição de um catalisador.
EQUILÍBRIO IÔNICO
Equilíbrio iônico é um caso particular de equilíbrio químico que envolve a participação de íons.
Exemplos:
- Ionização do HCN (ácido fraco)
HCN ⇄ H+^ + CN-
- Ionização do NH 3 (base fraca)
NH 3 + H 2 O ⇄ NH 4 +^ + OH-
Um equilíbrio iônico é caracterizado através do grau
de ionização () e da constante de ionização ( Ki ).
GRAU DE IONIZAÇÃO OU DE DISSOCIAÇÃO
IÔNICA ( )
n.ºmolsinicial
n.ºmols ionizados α
CONSTANTE DE IONIZAÇÃO OU DE
DISSOCIAÇÃO (Ki)
A constante de ionização ou de dissociação (Ki) é obtida pela aplicação da lei de velocidades ao equilíbrio iônico.
Para os ácidos, a constante de ionização é freqüen- temente representada por Ka.
Exemplos:
- Ionização do ácido cianídrico:
HCN ⇄ H
[H ].[CN ]
Ka
- Ionização do ácido sulfídrico:
1.ª etapa: H 2 S ⇄ H
[H ].[HS ]
Ka 2
1
2.ª etapa: HS-^ ⇄ H+^ + S2- [HS]
[H ].[S ]
Ka (^) -
2 - 2
Para as bases, a constante de ionização é freqüente- mente representada por Kb.
Exemplos:
NH 3 + H 2 O ⇄ NH 4 +^ + OH-
[NH ].[HO]
[NH ].[OH ]
Ki 3 2
4
A concentração molar da água é considerada constante e, sendo assim, pode-se fazer:
[NH ]
[NH ].[OH ]
Ki.[HO] 3
4 2
sendo Ki. [H 2 O] = Kb obtém-se:
[NH ]
[NH ].[OH ]
Kb 3
4
Este exemplo mostra que a concentração molar da água é omitida na expressão da constante de ionização.
Importante : a constante de ionização depende apenas da temperatura.
LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
Relaciona constante de ionização (Ki), grau de ionização () e concentração molar (♏).
Considerando a solução aquosa de um monoácido HA de concentração molar ♏ mol/L e sendo o grau de ionização desse ácido, tem-se:
HA ⇄ H
Início ♏ mol/L zero zero Ionização (^) ♏ mol/L
mol/L
mol/L
Equilíbrio
♏ - ♏ mol/L ou ♏ .(1 - ) mol/L
mol/L
mol/L
Efetuando o cálculo da constante de ionização (Ki), tem-se:
[HA]
[H ].[A ]
Ki
Ki =
Esta é a expressão matemática da Lei da Diluição de Ostwald.
Para ácidos e bases fracos o valor de é muito pequeno ( < 5%), podendo se admitir que (1 ) é, aproximadamente igual a 1. Assim:
Ki = ♏. ^2
Esta expressão nos mostra que, sendo Ki constante a dada temperatura, ao se diluir a solução de um ácido fraco ou de uma base fraca (diminuir a concentração molar ♏), o valor de aumenta. Portanto:
Quando se dilui um ácido ou base fracos, o seu grau de ionização ou de dissociação () aumenta.
Este é o enunciado da Lei da Diluição de Ostwald.
Através da expressão matemática da Lei da Diluição de Ostwald, pode-se efetuar cálculos envolvendo Ki, e ♏.
Exemplo :
O grau de ionização da amônia, NH 3 , em solução 1 mol/L, é 0,40% a 20°C. A constante de ionização da amônia, nesta temperatura é, aproximadamente, igual a: a) 1,6 x 10- b) 4,0 x 10- c) 1,0 x 10- d) 4,0 x 10- e) 1,6 x 10-
Resolução: Dados: ♏ = 1 mol/L; % = 0,4% → = 4. 10- Aplicando a expressão matemática da Lei da Diluição de Ostwald, tem-se: Ki = ♏.^2 /(1-) Como < 5%, pode-se admitir que (1 - ) = 1. Portanto: Ki = 1. (4. 10-3)^2 Ki = 1,6 x 10- A alternativa “e” é a correta.
FORÇA DE ELETRÓLITOS
A força de um eletrólito é determinada pelo seu grau de ionização ou pela sua constante de ionização, sendo esta a grandeza mais segura, pois depende apenas da
temperatura, ao passo que aquela, além da temperatura, depende também da concentração da solução. Como regra geral, pode-se estabelecer que:
força ou Ki força
Exemplos de constantes de ionização de ácidos, a 25°C:
Ác. clorídrico: HCl Ka muito alto Ác. sulfúrico: H 2 SO 4 Ka 1 muito alta Ka 2 = 1,9 x 10-^2 Ác. Sulfuroso: H 2 SO 3 Ka 1 = 1,7 x 10-^2 Ka 2 = 6,3 x 10-^8 Ác. fosfórico: H 3 PO 4 Ka 1 = 6,9 x 10-^3 Ka 2 = 6,2 x 10-^8 Ka 3 = 4,7 x 10-^13 Ác. acético: CH 3 COOH Ka = 1,8 x 10-^5 Ác. cianídrico: HCN Ka = 5,0 x 10-^10
Observações :
- Quanto maior a constante de ionização (Ka) de um ácido, maior a [H
] e mais acentuadas serão as propriedades ácidas da solução.
- Os poliácidos ionizam em tantas etapas quantos são os hidrogênios ionizáveis presentes em sua molécula, sendo que cada etapa possui sua constante de ionização. Tais constantes são representadas por Ka 1 , Ka 2 , Ka 3 , etc. Observa-se que a ordem de grandeza dessas constantes de ionização é: Ka 1 > Ka 2 > Ka 3 > .....
Exemplos de constantes de dissociação de bases, a 25°C:
Hidróxido de amônio: NH 4 OH Kb = 1,8 x 10-^5 Hidróxido de metilamônio: CH 3 NH 3 OH Kb = 5,0 x 10-^4 Hidróxido de dimetilamônio: (CH 3 ) 2 NH 2 OH Kb = 7,4 x 10-^4 Hidróxido de trimetilamônio: (CH 3 ) 3 NHOH Kb = 7,4 x 10-^5 Hidróxido de etilamônio: C 2 H 5 NH 3 OH Kb = 5,6 x 10-^4
Quanto maior a constante de dissociação (Kb) de uma base, maior a [OH-] e mais acentuadas as propriedades básicas da solução.
- Potencial de Ionização (pKi)
Considerando-se que os valores de Ki são muito pe- quenos, é usual expressá-lo através de logaritmos, segundo a expressão:
pKi = log Ki
Exemplos:
ácido Ka pKa HCN 5 x 10-^10 9,
H 3 PO 4
1.º 6,9 x 10-^3 2.º 6,2 x 10-^8 3.º 4,7 x 10-^13
♏.^2
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
T E S T E S D E V E S T I B U L A R
- Uma solução de ácido fraco HCℓO foi analisada verificando-se, no equilíbrio, a existência das seguintes concentrações: [H
] = 1,78 x 10
- mol/L [CℓO-] = 1,78 x 10-4^ mol/L [HCℓO] = 1,00 mol/L A constante de ionização do ácido HClO é igual a: a) 3,56 x 10- b) 3,56 x 10- c) 3,17 x 10
d) 1,78 x 10- e) 3,17 x 10-
- Ao realizar-se a ionização
H 2 S(aq) ⇄ H+(aq) + HS-(aq) verificou-se que, no equilíbrio, que: [HS-] = 0,1 mol/L [H 2 S] = 0,4 mol/L O valor da constante de ionização na temperatura em que a experiência foi realizada é 1 x 10-7. Nas condições da experiência, a concentração molar do H+^ é: a) 1 x 10-1^ mol/L b) 2 x 10-3^ mol/L c) 3 x 10-3^ mol/L d) 4 x 10-7^ mol/L e) 5 x 10-9^ mol/L
- (UFGO) Uma solução 2 x 10 -2^ mol/L de ácido acético tem um grau de ionização 0,03 a uma dada temperatura. A sua constante de ionização (Ka) nesta temperatura é: a) 4,50 x 10- b) 1,75 x 10- c) 1,75 x 10- d) 1,80 x 10- e) 2,80 x 10-
- (CESCEM-SP) Uma solução 0,05 mol/L de um ácido fraco HA é 0,1% ionizada. Qual é, aproximadamente, a sua constante de ionização? a) 5 x 10- b) 5 x 10- c) 5 x 10- d) 5 x 10- e) 5 x 10-
- (PUC-SP) Um monoácido fraco tem constante de ionização igual a 10-9^ em temperatura ambiente. Este ácido, numa solução decimolar, terá grau de ionização aproximadamente igual a: a) 1% b) 0,1% c) 0,01% d) 0,001% e) 0,0001%
- (FEI-SP) Uma solução 0,01 mol/L de um monoácido está 4,0 % ionizada. A constante de ionização desse ácido é: a) 16,6 x 10- b) 1,6 x 10- c) 3,3 x 10
d) 4,0 x 10- e) 3,0 x 10-
- (FEI-SP) A constante de equilíbrio Ka dos ácidos HA, HB e HC, a 25°C, são, respectivamente, 1,8 x 10 -5, 5,7 x 10-8^ e 1,8 x 10-4. A ordem crescente de força desses ácidos é: a) HB < HA < HC b) HC < HA < HB c) HB < HC < HA d) HC < HB < HA e) HA < HB < HC
A tabela a seguir contém dados para a resolução das questões de n.os^ 08 a 10.
Reação Ka I. H 3 CCOOH + H 2 O ⇄ H 3 O+^ + H 3 CCOO-^ 1,8 x 10- II. HCOOH + H 2 O ⇄ H 3 O+^ + HCOO-^ 1,8 x 10- III. H 2 S + H 2 O ⇄ H 3 O+^ + HS-^ 9,0 x 10- IV. HF + H 2 O ⇄ H 3 O+^ + F-^ 6,8 x 10- V. H 3 PO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O+^ + H 2 PO 4 -^ 4,4 x 10-
- (UFSC) O ácido mais ionizado é: a) IV b) V c) III d) I e) II
- (UFSC) O ácido mais fraco é: a) III b) V c) I d) II e) IV
- (UFSC) Os ácidos são (não necessariamente na ordem): a) fosfórico, sulfídrico, metanóico, fluorídrico e etanóico. b) fluorídrico, etanóico, fórmico, sulfuroso e fosforoso. c) fórmico, acético, sulfúrico, fosforoso e fluórico. d) fluoroso, fórmico, fosfórico, sulfídrico e acético. e) acético, fluorídrico, sulfuroso, fórmico e fosforoso.
As questões de n.os^11 e 12 referem-se aos seguintes ácidos e suas correspondentes constantes de ionização, a 25°C.
ácido cianídrico 4,0 x 10- ácido propiônico 1,3 x 10- ácido acético 1,8 x 10-
ácido fórmico 1,8 x 10
ácido fluorídrico 6,7 x 10-
- (UEL-PR) Dentre eles, quantos são ácidos carboxílicos? a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
- (UEL-PR) Dentre eles, o mais forte e o menos ionizado são, respectivamente: a) cianídrico e propiônico b) cianídrico e fluorídrico c) fórmico e acético d) fluorídrico e cianídrico e) fluorídrico e fórmico
- (CESCEM-SP) Considere os oxiácidos do cloro e suas respectivas constantes de ionização: HCℓO 3,0 x 10 -
HCℓO 2 1,1 x 10- HCℓO 3 5,0 x 10^2 HCℓO 4 2,0 x 10^7
O exame dos dados permite afirmar que: I. a força do ácido é maior quanto maior o número de oxidação do cloro. II. dos oxiácidos representados, o mais forte é o HCℓO. III. o número de oxidação do cloro no HCℓO 3 é +3. a) Somente I é correta. b) Somente II é correta. c) Somente III é correta. d) I, II e III são corretas. e) I, II e II são incorretas.
- (PUC-PR) Temos duas soluções de igual molaridade: a 1.ª de ácido acético, cujo pK é igual a 4,76; a 2.ª de ácido butírico, cujo pK é igual a 4,82. Com estes dados, podemos afirmar que: a) a 1.ª solução é mais ácida que a 2.ª. b) a 1.ª solução é menos ácida que a 2.ª. c) as duas soluções apresentam a mesma acidez. d) a constante de ionização do ácido acético é menor que a do ácido butírico. e) nenhuma destas respostas.
- (UFPR) Pelos seus pKa ou Ka indique o ácido mais ionizado. Dados: log 514 = 2,7; log 63 = 1, a) Cℓ 2 CH-COOH (Ka = 5140. 10 -^5 ) b) orto-O 2 N-C 6 H 4 - COOH (pKa = 2,81) c) C 6 H 5 - COOH (Ka = 6,3. 10-5) d) para-O 2 N-C 6 H 4 - OH (pKa = 7,14) e) C 6 H 5 - OH (pKa = 9,95)
- (CESCEM-SP) A dissociação do ácido orto- arsênico, H 3 AsO 4 , em solução aquosa diluída, se processa conforme as equações:
H 3 AsO 4 ⇄ H+^ + H 2 AsO 4 -^ K 1 H 2 AsO 4 -^ ⇄ H+^ + HAsO 4 2-^ K 2 HAsO 4 2-^ ⇄ H+^ + AsO 4 3-^ K 3
A ordem de grandeza das constantes de ionização K 1 , K 2 e K 3 será: a) K 3 > K 2 > K 1 b) K 1 = K 2 = K 3 c) K 1 > K 2 > K 3 d) K 1 > K 3 > K 2 e) K 2 > K 1 > K 3
- (PUC-SP) Tem-se uma solução de ácido acético, HAc, onde há íons H+(aq) e Ac-(aq) em equilíbrio com HAc não dissociado. Se adicionarmos acetato de sódio, NaAc, a essa solução: a) a concentração dos íons H+(aq) deverá aumentar. b) a concentração dos íons H+(aq) permanecerá inalterada. c) a concentração dos íons H+(aq) deverá diminuir. d) a concentração do HAc não dissociado diminuirá. e) não há deslocamento do equilíbrio químico.
- (FEI-SP) No equilíbrio representado pela equação:
Mg2+^ + 2 OH-^ ⇄ Mg(OH) 2
qual das substâncias abaixo o deslocaria para a direita se adicionada ao sistema? a) NH 4 NO 3 b) NaCℓ c) H 2 SO 4 d) HCℓ e) NaOH
- (MAPOFEI-SP) Dado o equilíbrio: 1 2
HCN + H 2 O H 3 O+^ + CN-
a adição de cianeto de sódio: a) desloca o equilíbrio no sentido 1. b) não desloca o equilíbrio. c) aumenta a concentração de H 3 O+. d) desloca o equilíbrio no sentido 2. e) diminui a concentração de HCN.
- (PUC-PR) Em solução aquosa existe o equilíbrio:
2 CrO 4 2-^ + H 2 O ⇄ Cr 2 O 7 2-^ + 2 OH- amarelo alaranjado
Assinale a proposição falsa: a) Adicionando HCℓ, o sistema fica alaranjado. b) Adicionando NaOH, o sistema fica amarelo. c) O Princípio de Le Chatelier não se aplica a equilíbrios iônicos. d) No equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa. e) A constante de equilíbrio não varia pela adição de HCℓ ao sistema.
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (Kw)
Medidas de condutibilidade elétrica mostram que a água está ligeiramente ionizada segundo a equação:
H 2 O ⇄ H+^ + OH-
Em função dos valores baixos de [H+] e [OH-], costuma-se indicar a acidez ou a basicidade de uma solução através de seu pH (potencial hidrogeniônico) e pOH (potencial hidroxiliônico).
Por definição:
pH = log [H+] e pOH = log [OH-]
Aplicando as definições e considerando a temperatura de 25°C, obtém-se:
água pura ou solução neutra
[H+] = 10-^7 mol/L [OH
pH = 7 pOH = 7 solução ácida
[H+] > 10-^7 mol/L [OH-] < 10-^7 mol/L
pH < 7 pOH > 7 solução básica
[H
] < 10
- 7 mol/L [OH-] > 10-^7 mol/L
pH > 7 pOH < 7
Para qualquer meio aquoso, a 25°C, a soma entre o pH e o pOH é igual a 14. Observe:
[H+]. [OH-] = 10-
aplicando logaritmo em ambos os membros da igualdade
log [H+] + log [OH-] = log 10-
multiplicando por (-1)
(-log [H+]) + (-log [OH-]) = (-log 10-14)
pH + pOH = 14
E X E R C Í C I O S D E S A L A
- (Mackenzie – SP) Com os dados da tabela abaixo,
Soluções [H+] I Urina 1 x 10-^6 II Clara de ovo 1 x 10-^8 III Lágrima 1 x 10-^7 IV Café 1 x 10-^5
pode-se afirmar que: a) I, II, III e IV são soluções ácidas. b) somente II é uma solução básica. c) somente I, III e IV são soluções ácidas. d) somente I, II e III são soluções básicas. e) somente III é uma solução básica.
- (CEETEPS – SP) A concentração de íons H+(aq) de uma certa solução aquosa é 2,0 x 10-5^ mol.L-1, a 25 oC. Sendo assim, nessa mesma solução a concentração de íons OH-(aq), em mol.L-1, deve ser: a) 5,0 x 10- b) 2,0 x 10-
c) 5,0 x 10
d) 5,0 x 10- e) 2,0 x 10-
- (UFRGS) O acidente ocorrido com o navio Bahamas provocou o vazamento de milhares de toneladas de ácido sulfúrico na lagos dos Patos. Em determinados locais, foram registrados valores de pH entre 3 e 4. Podemos afirmar que, nesses locais, a concentração aproximada de íons hidroxila, em mol;L-1, foi: a) maior que 10-11. b) maior que 10
- . c) maior que 10-7. d) maior que 10-5. e) maior que 10-4.
- (FAAP – SP) O vinagre é uma substância muito utilizada como tempero em saladas. Sabe-se que uma amostra de vinagre apresentou pH igual a 2,0. Isso corresponde a uma solução de ácido acético cuja concentração molar de íons H+^ deve ser: a) 55, b) 0, c) 1, d) 0, e) 10,
- (UFRRJ) Em um potenciômetro, faz-se a leitura de uma solução de hidróxido de sódio (utilizada na neutralização do ácido láctico). Sabendo que o grau de dissociação é total, o valor do pH encontrado corresponde a: a) 2, b) 5, c) 12, d) 11, e) 9,
- (UNIP – SP) O fluoreto de hidrogênio (HF) é um ácido que se encontra 10% ionizado em solução 0,1 mol.L-1. Calcule o pH dessa solução.
- (PUC – MG) A concentração hidrogeniônica do suco de limão puro é 10-2^ mol.L-1. O pH de um refresco preparado com 30 mL de suco de limão e água suficiente para completar 300 mL é igual a: a) 2 b) 3 c) 4 d) 6 e) 11
- (Fuvest – SP) A auto-ionização da água é uma reação endotérmica. Um estudante mediu o pH da água recém-destilada, isenta de CO 2 e a 50 oC, encontrado o valor 6,6. Desconfiado de que o aparelho de medida estivesse com defeito, pois esperava o valor 7,0, consultou um colega que fez as seguintes afirmações: I. O seu valor (6,6) pode estar correto, pois 7,0 é o pH da água pura, porém a 25 oC.
II. A aplicação do princípio de Le Chatelier ao equilíbrio da ionização da água justifica que, com o aumento da temperatura, aumente a concentração de H+. III. Na água, o pH é tanto menor quanto maior a concentração de H+. Está correto o que se afirma: a) somente em I. b) somente em II. c) somente em III. d) somente em I e II. e) em I, II e III.
T E S T E S D E V E S T I B U L A R
- (FUVEST-SP) Observe os líquidos da tabela:
[H+] [OH-] Leite Água do mar Coca-Cola Café preparado Lágrima Água de lavanderia
1,0. 10-^7
1,0. 10-^8
1,0. 10-^3
1,0. 10-^5
1,0. 10-^7
1,0. 10-^12
1,0. 10-^7
1,0. 10-^6
1,0. 10-^11
1,0. 10-^9
1,0. 10-^7
1,0. 10-^2
Tem caráter ácido apenas: a) o leite e a lágrima. b) a água de lavanderia. c) o café preparado e a Coca-Cola. d) a água do mar e a água de lavanderia. e) a Coca-Cola.
- Calcular, a 25°C, a [H+] de uma solução 2 x 10- mol/L de HCℓ, sabendo que o ácido está totalmente ionizado.
- A 25°C, em uma solução aquosa 1 x 10-1^ mol/L, o ácido acético está 1% ionizado. Calcular a [H+] desta solução.
- A 25°C, em uma solução aquosa 0,5 mol/L, o grau de ionização do hidróxido de amônio, NH 4 OH, é 2 x x 10-4. Calcular a [OH-] e a [H+] desta solução.
- Calcular a [OH-] e a [H+] de uma solução aquosa 5 x x 10-2^ mol/L de NaOH, a 25°C, sabendo que a base está totalmente dissociada.
- (CEFET-PR) Uma solução aquosa A tem [H
] = 10
mol/L e outra B , tem [OH-] = 10-6^ mol/L. A razão entre as concentrações de H+^ das soluções A e B é igual a: a) zero b) 1,0. 10^12 c) 1, d) 1,0. 10^2 e) 1,0. 10-
- (PUC-MG) Misturando-se 100 mL de suco de laranja cuja [H+] = 0,6 mol/l com 200 mL de suco de laranja cuja [H+] = 0,3 mol/L, não se obtém: a) uma solução onde [H+] = 0,4 mol/L. b) uma solução completamente neutra. c) uma solução de acidez intermediária. d) uma solução menos ácida do que a de [H
] = 0, mol/L. e) uma solução mais ácida do que a de [H+] = 0, mol/L.
- (UFMG) A tabela mostra o pH característico de alguns sistemas.
Sistema pH Vinagre Suco de laranja Suco de tomate Saliva Leite Sangue Clara de ovo
Sobre esses sistemas, pode-se afirmar que: a) clara de ovo é o sistema menos ácido. b) sangue é o líquido mais próximo da neutralidade. c) suco de laranja é 1,5 vez mais ácido do que a saliva. d) suco de tomate é duas vezes menos ácido do que o vinagre. e) todos os líquidos da tabela são ácidos.
- (PUCCAMP-SP) Considere as seguintes amostras: I. Vinagre II. Água destilada III. Leite de magnésia Comparando-se os valores de pH das amostras, obtém-se a seqüência: a) pHI > pHII > pHIII b) pHI = pHII > pHIII c) pHII > pHIII > pHI d) pHIII > pHII > pHI e) pHIII = pHI > pHII
- (UFMG) A água do mar tem pH aproximadamente igual a 8. Todas as afirmativas sobre a água do mar estão corretas, exceto: a) Apresenta uma concentração de H+(aq) igual a 8 mol/L. b) Colore de vermelho uma solução de fenolftaleína. c) Contém cem vezes mais íons OH-^ do que íons H+. d) É básica. e) É eletricamente neutra.
- (UFRS) As leis de proteção ambiental de certas cidades não permitem o lançamento em rios, entre outros, de efluentes com pH inferior a 5,0 ou superior a 9,0. No que se refere à acidez, os efluentes aquosos das indústrias X, Y e Z apresentam as seguintes concentrações:
Indústria Concentração no efluente X Y
10 -^3 mol/L de H+ 10 -^4 mol/L de H+
- (FM POUSO ALEGRE-MG) Uma solução de ácido acético (CH 3 COOH) é preparada de tal modo que seja 0,004 mol/L. O pH dessa solução aquosa, sabendo que o ácido se encontra 25% ionizado, está mais bem representado pela opção: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
- (UNIP-SP) O ácido láctico é um monoácido presente em músculos doloridos depois de exercícios vigorosos. O pH de uma solução 0,100 mol/L de ácido láctico 4% ionizado é: (log 4 = 0,6) a) 11, b) 2, c) 2, d) 3, e) 4,
- (PUC-PR) O pH de uma solução 0,25 mol/L de uma monobase que está 0,4% dissociada é: a) 13 b) 11 c) 9 d) 7 e) 5
- (CESGRANRIO-RJ) O HF é um ácido cuja constante de dissociação é Ka = 4,0 x 10-4^ a 25°C. Assinale a opção que indica, aproximadamente, o valor do pH de uma solução 0,25 mol/L desse ácido a 25°C. a) 1 b) 1, c) 2 d) 2, e) 4
- (FEI-SP) Determine o grau de ionização de uma monobase em solução 0,5 mol/L, sabendo que o pH dessa solução é igual a 10: a) 0,2% b) 0,02% c) 0,5% d) 0,8% e) 1%
- (UFGO) Na água de um aquário, a concentração de um monoácido produzido pela decomposição de bactérias é 10-4^ mol/L e sua constante de ionização Ka = 1,0 x 10-8. O pH da água do aquário é: a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 6
- (FESP-PE) Uma solução 10-4^ mol/L de ácido acético a 25°C está 33,5% ionizada. Seus pH e pOH são, respectivamente: (log 3,35 = 0,53) a) 4,47 e 9, b) 4,47 e 18, c) 10,30 e 3, d) 9,53 e 4,
e) 3,70 e 10,
- (FCMSC-SP) A 45°C, o produto iônico da água é igual a 4,0 x 10-14. A essa temperatura, o valor de [H+] de uma solução aquosa neutra é: a) 0,6 x 10- b) 2,0 x 10
c) 4,0 x 10- d) 2,0 x 10- e) 4,0 x 10-
- (ITA-SP) A 60°C, o produto iônico da água, [H+] x x [OH
- ], é igual a 1,0 x 10 - . Em relação a soluções aquosas, nesta temperatura, assinale as afirmações corretas:
- Soluções ácidas são aquelas que têm pH < 6,5.
- Soluções neutras têm pH = 6,5.
- Soluções básicas têm pH > 6,5.
- pH + pOH tem que ser igual a 13,0.
- Solução com pH = 14 é impossível de ser obtida.
HIDRÓLISE DE ÍONS
Hidrólise de um íon é a reação entre este íon e a água.
A hidrólise de um ânion pode ser representada pela equação:
A- + HOH HA + OH-
H+
ânion (^) ácido
A reação de hidrólise de um ânion ocorre quando o ácido formado for um ácido fraco.
Devido à formação de íons OH-, a solução resultante é básica ( pH > 7 ). Exemplos :
Hidrólise do ânion cianeto, CN-: CN-^ + HOH HCN + OH- ácido solução fraco básica
Hidrólise do ânion bicarbonato, HCO 3 - : HCO 3 -^ + HOH H 2 CO 3 + OH- ácido solução fraco básica
A hidrólise de um cátion pode ser representada pela equação:
OH-
C+^ + HOH COH + H+ cátion base
A hidrólise de um cátion ocorre quando a base formada for uma base fraca.
Devido à formação de íons H+, a solução resultante é ácida ( pH < 7 ).
Exemplos :
Hidrólise do cátion amônio, NH 4 +: NH 4
base solução fraca ácida
Hidrólise do cátion prata, Ag+: Ag+^ + HOH AgOH + H+ base solução fraca ácida
Seja um sal C+A-. Em água ele sofre dissociação iônica:
C+A-^ C+^ + A-
Uma vez dissociado, poderá:
- ocorrer a hidrólise do ânion A-,
- ocorrer a hidrólise do cátion C+,
- ocorrer a hidrólise de ambos os íons,
- não ocorrer a hidrólise de nenhum dos íons.
Exemplo 1 : Bicarbonato de sódio, Na+(HCO 3 )-:
Na+(HCO 3 )-^ Na+^ + HCO 3 -
O cátion Na+^ não hidrolisa, pois a base correspondente é forte. O ânion HCO 3 -^ hidrolisa. O ácido formado é fraco.
HCO 3 -^ + HOH H 2 CO 3 + OH-
A produção de ânions OH-^ torna a solução básica (pH>7). Este comportamento é característico de sais formados por cátions de bases fortes e ânions de ácidos fracos.
Exemplo 2 : Cloreto de amônio, NH 4 +Cℓ-.
NH 4 +Cℓ-^ NH 4 +^ + Cℓ-
O ânion Cl-^ não hidrolisa, pois o ácido correspondente é forte. O cátion NH 4 +^ hidrolisa. A base formada é fraca.
NH 4 +^ + HOH NH 4 OH + H+
A produção de cátions H
torna a solução ácida (pH < 7). Este comportamento é característico de sais formados por cátions de bases fracas e ânions de ácidos fortes.
Exemplo 3 : Bicarbonato de amônio, (NH 4 )+(HCO 3 )-
(NH 4 )+(HCO 3 )-^ NH 4 +^ + HCO 3 -
O cátion NH 4 +^ hidrolisa. A base formada é fraca.
NH 4 +^ + HOH NH 4 OH + H+
O ânion HCO 3 -^ hidrolisa. O ácido formado é fraco. HCO 3 -^ + HOH H 2 CO 3 + OH-
Devido ocorrer a hidrólise do cátion e do ânion, o pH da solução resultante será determinado através das constantes de ionização do ácido fraco (Ka) e da base fraca (Kb). Se:
Ka > Kb solução ácida (pH < 7) Ka < Kb solução básica (pH > 7) Ka = Kb solução neutra (pH = 7)
Este comportamento é característico de sais formados por cátions de bases fracas e ânions de ácidos fracos.
Exemplo 4 : Cloreto de sódio, Na+Cℓ-:
Na+Cℓ-^ Na+^ + Cℓ-
O cátion Na+^ não hidrolisa. A base correspondente é forte. O ânion Cl-^ não hidrolisa. O ácido correspondente é forte. Como não ocorre a hidrólise de íons, a solução resultante é neutra (pH = 7). Este comportamento é característico de sais formados por cátions de bases fortes e ânions de ácidos fortes.
SOLUÇÃO TAMPÃO
Solução-tampão, solução buffer ou solução reguladora é toda solução que tem por finalidade evitar variações bruscas de pH quando à mesma se adiciona um ácido forte ou uma base forte.
Uma solução-tampão é constituída por um ácido fraco (HA) e seu sal (BA) ou por uma base fraca (BOH) e seu sal (BA).
Exemplos
Solução de ácido acético (HAc) e acetato de sódio (NaAc).
Solução de hidróxido de amônio (NH 4 OH) e cloreto de amônio (NH 4 Cℓ).
