Cinética Química e Equilíbrio Químico

É fundamental que você estude muito bem a parte teórica para se dar bem em todos os exercícios. Esses tópicos são bem explorados nos vestibulares, mas sempre exigindo um grande conhecimento teórico, por isso, não perca tempo! Leia bastante sobre o assunto.

Exercícios•1- O vinagre pode ser considerado uma solução de concentração 0,72 M em relação ao ácido acético. Esse ácido é fraco e possui constante de ionização Ka igual a 1,8 .10-5, a 250C. Determine:

•a) o grau de ionização do ácido nesta temperatura;

•b) a concentração molar de íons H+ do vinagre.

Dados do Exercício

510.8,1

72,0

aK

MM

Sabemos que:

Ka = M.α2

[H+] =M α

Solução

a) = M

Ka = 72,0

10.8,1 5

= 5.10-3 = 0,5%

b) [H+] = M = 0,72 . 0,005 = 3,6 .10-3 mol/L

Observação muito importante:

Repare que não foi usada a expressão completa da constante de ionização. Como a constante tem um valor muito pequeno da ordem de 10-5, desprezamos 1- . Se o exercício trazer um grau de ionização > ou = 5%, devemos fazer uso da expressão completa.

ou

Ki = M 2

1

2MKi

2- (PUC-SP) Etanol reage com ácido acético formando o éster acetato de etila e água. Essa reação pode ser representada pelo equilíbrio abaixo:

H3C C

O

OH

+ HOH2C CH3 H3C C

O

OH2C CH3

+ H2O

Ác. acético etanol Acetato de etila água

A constante de equilíbrio para a formação do acetato de etila a 1000C é igual a 4. Ao reagirmos 3 mols de etanol com 3 mols de ácido acético em um recipiente fechado, após atingido o equilíbrio, quais devem ser as quantidades em mols das substâncias participantes no equilíbrio?

Solução

CH3 -COOH + C2H5OH CH3 – COO – C2H5 + H2O

Início 3 3 0 0

Reage e forma

x x x x

Equilíbrio 3-x 3-x x x

álcoolácido

águaéster

cK

xx

xx

334 X = 2

Substituindo o valor de x = 2, teremos:

1 mol 1 mol 2 mols 2mols

Importante: Nunca esqueça que toda expressão da constante refere-se sempre as concentrações molares no equilíbrio. Neste exercício que acabamos de resolver, não usamos os valores em mols/litro porque a proporção que reagem e formam é de 1 para 1, portanto o volume do recipiente qualquer que seja não altera o resultado.

3- (OSEC-SP) Sabendo-se que no equilíbrio

H2(g) + I2(g) 2 HI(g) a pressão parcial do

hidrogênio é 0,22 atm, a do iôdo é 0,22 atm e

a do gás iodídrico é 1,56 atm, qual o valor da

constante de equilíbrio Kp?

Como temos um sistema envolvendo gases podemos trabalhar direto em função de pressões parciais

Solução

2,50

22,022,0

56,1 2

22

2

IH

pHIKp

4- (FUVEST-SP) À temperatura T, a reação N2O4 (g) 2 NO2 (g) apresenta uma constante de equilíbrio igual a 1,0. Analise os dados relativos às duas misturas gasosas a essa temperatura, e decida em qual delas os gases estão em equilíbrio. Indique os cálculos.

Mistura [NO2] [N2O4]

I 1,0 .10-1 1,0 . 10-3

II 1,0 .10-2 1,0 . 10-4

Solução

42

22

ON

NOQc

Pode ser calculado em qualquer instante. Se:

Qc = Kc está em equilíbrio

Qc < Kc não está em equilíbrio; deve deslocar à direita

Qc > Kc não está em equilíbrio; deve deslocar à esquerda

Qc na mistura I :

13

21

42

22 10.0,1

10.0,1

10.0,1

ON

NOQc Diferente de Kc

Não está em equilíbrio

Qc na mistura II :

0,1

10.0,1

10.0,14

22

42

22

ON

NOQc

Igual ao valor de Kc. Está em equilíbrio

5- (VUNESP-SP) Misturam-se 100 ml de uma solução aquosa de NaOH 0,100 M, com 400 ml de solução aquosa de HCl 0,050 M. Adiciona-se água até completar o volume de 1000 ml e homogeneíza-se a solução resultante. Qual o pH da solução resultante?

Solução

NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O

100 ml 400 ml V= 500 ml

0,100M 0,050 M M =?

n1 = M.V n1=M.V

n1= 0,1.0,1 n1=0,05.0,4

n1= 0,01 n1=0,02

reage0,01 0,01 forma: 0,01 mol NaCl

excesso de 0,01 mol de HCl

MHCl = n1/V = 0,01/1 = 0,01 Molar

pH = -log[H+]= -log 10-2 => pH =2

V final= 1litro

H+= M.

Cuidado!- neste exercício, pede-se o pH e, o reagente em excesso é o ácido, se fosse a base calcularíamos primeiro o pOH, para depois calcular o pH.

pH + pOH = pKw

Monoácidos => [H+] = M. Monobases => [OH- ]=M.

Diácidos => [H+] = 2 M. dibases => [OH- ]=2 M.

Em caso de ácidos e bases fortes, você deve considerar o valor de alfa sempre igual a 100% ou seja 1.

Em caso de ácidos e bases fracos, o grau de ionização deve ser dado, ou você terá dados suficientes para determinar seu valor.

6- (PUC-Campinas) Uma área agrícola foi adubada com amônia, nitrato e fosfato de amônio. Na amostra das água residuais da irrigação dessa área verifica-se que a concentração de íons OH- é igual a 8.10-5 mol/L. Qual o pH da amostra? (dados: log 8 =0,9)

Solução

OH-8.10-5 pOH = -log OH-

pOH = -log 8.10-5 pOH = 5 – log 8 pOH =4,1

pH + pOH = 14 pH = 14 – 4,1 pH = 9,9

Atenção!Como o exercício deu OH-, mostrando que a solução é básica, calculamos primeiro o pOH, para depois calcularmos o pH

IMPORTANTE

-O segredo de qualquer exercício de pH ou pOH é sempre chegarmos na molaridade da solução; depois o exercício torna-se fácil pois: H+ = M . ou OH- = M ., isto para mono-ácidos e mono-bases; se tivermos diácidos ou dibases, basta multiplicarmos por 2.

-Nunca se esqueça que as concentrações devem ser sempre em mols/litro.

-Em casos de diluição ou mistura, podemos fazer uso de expressões já conhecidas usando no lugar de molaridade, H+ ou OH-, da seguinte maneira:

[H+] inicial .[V ] inicial =[H+ ] final . [V] final

[H+][V] + [H+][V]=[H+][V]

1a 2a Final

7- Adiciona-se água destilada a 50ml de uma solução de HCl de pH = 2,7 até o volume de 500 ml. Qual o pH da solução final?

Solução

pH inicial = 2,7 portanto pH final = ?

[H+]início = 10-2,7 [H+] = ?

V inicial = 50ml V final = 500 ml

[H+][V] = [H+][V]

10-2,7.0,05 = [H+]0,5 resolvendo temos [H+]= 10-3,7

pH = - log 10-3,7 pH = 3,7 como a solução foi diluída de 10 vezes sua concentração molar de H+ diminuiu, aumentando portanto seu pH de uma unidade( ficou menos

ácida)

8-(MAUÁ) 100 ml de NaOH 0,2 M são adicionados a 100 ml de HCl 0,3 M. Pergunta-se:

a) Uma das substâncias está em excesso. Qual o pH da substância em excesso antes da reação? ( dado: log 3 = 0,4 )

b) Qual o volume de KOH 0,01 M necessário para neutralizar o que está em excesso?

c) Qual o pH da solução resultante da mistura inicial? ( dado : log 5 = 0,7 )

Solução

NaOH + HCl NaCl + H2O

100 ml 100ml V= 200ml

0,2M 0,3M

n1= M.V n1= M.V

n1= 0,2.0,1 n1= 0,3.0,1

n1=0,02 n1= 0,03

Reação

0,02 mol NaOH 0,02 mol HCl 0,02 mol de NaCl formados

Reage todo excesso de 0,01mol de HCl num V de 200ml

0,01 mol de HCl que não reagiu

a- Cálculo do pH da substância em excesso antes da reação:

HCl 0,3 M [H+] = M. = 0,3 . 1 = 3.10-1 como pH = -log [H+]

pH = -log 3.10-1 pH = 1 – log 3 pH = 1 – 0,4 pH = 0,6

b- Cálculo do volume de KOH 0,01M, necessário para neutralizar o ácido em excesso:

MV

nM 05,0

2,0

01,01

-antes calculamos a molaridade do HCl em excesso no volume final de 200 ml: HCl + KOH KCl + H2O

200ml V=?

0,05M 0,01M

-Cálculo do número de mols de HCl, que precisam ser neutralizados: n1= M.V=0,05.0,2=0,01 mols HCl; portanto vamos precisar do mesmo número de mols de KOH. litro

M

nV

V

nM 1

01,0

01,011

c- Cálculo do pH da solução resultante:

Como o ácido está em excesso e sua molariade é igual a 0,05 M ou 5 x10-2M , fazemos o seguinte:

[H+] = M.=0,05.1= 5,0 .10-2M

pH = -log [H+]

pH = - log 5,0 .10-2

pH = 2 – log 5,0

pH = 2 – 0,7

pH = 1,3

OBS: Usamos o grau de ionização igual a 100% ou seja 1, porque consideramos eletrólitos fortes 100% ionizados.

Hidrólise de Sais

Sal + Água Ácido + Base

I- Ácidos e bases forte predominantemente iônicos

II- Ácidos e bases fracos predominantemente moleculares

III- Sais sempre Iônicos

IV- Água sempre molecular

V- Somente íons fracos, sofrem hidrólise

VI- Quando o cátion sofrer hidrólise desloca da água H+; quando o ânion sofrer hidrólise desloca da água OH-

I- Sal de ácido fraco e base forte: NaNO2

NaNO2 + H2O NaOH + HNO2

Na+ + NO2- + HOH Na+ + OH- + HNO2

NO2- + HOH OH- + HNO2

básica

Solução aquosa de sal de ácido fraco e base forte será sempre básica

2

NO

ácidoOHdoânionK h Ka

KwdoânionK h

II- Sal de ácido forte e base fraca: NH4Cl

NH4Cl + H2O NH4OH + HCl

NH4+ + Cl- + HOH NH4OH + H+ + Cl-

NH4+ + HOH NH4OH + H+

ácida

Kb

KwdocátionK h

4NH

HbasedocátionK h

Solução aquosa de sal de ácido forte e base fraca será sempre ácida

III-Sal de ácido fraco e base fraca: NH4NO2

NH4NO2 + H2O NH4OH + HNO2

NH4+ + NO2

- + HOH NH4OH + HNO2

24

NONH

ácidobaseKh do cátion e do ânion

KbKa

Kw

.

Kh do cátions e do ânion

Solução aquosa de sal de ácido fraco e base fraca será ácida se Ka>Kb e será básica se Kb>Ka

4- Sal de ácido forte e base forte : NaCl

NaCl + H2O NaOH + HCl

Na+ + Cl- + HOH Na+ + OH- + H+ + Cl-

HOH OH- + H+

Não existe hidrólise. Solução aquosa de sal de ácido forte e base forte será sempre neutra

IMPORTANTE

Para resolver exercícios de hidrólise, basta usar as mesmas expressões do equilíbrio iônico, substituindo constante Ka ou Kb por constante de hidrólise Kh e o grau de ionização por grau de hidrólise h

Kh= M.h2 e [H+]= M.h ou OH-= M.h

Podem usar sem medo estas expressões, que certamente todo exercício será resolvido.

Cuidado!- Nunca deixem de montar a reação de hidrólise do sal dado no exercício para descobrir se a solução será ácida ou básica.

Sabendo se libera da água H+ou OH-, poderemos resolver qualquer problema.

Lembrem-se que:-cátion fraco libera da água H+

ânion fraco libera da água OH-

8- (PUC-MG) Dos sais abaixo, aquele que em solução aquosa apresenta pH menor que 7 é:

a) NaCN b) KCl c) KNO3 d) NH4Cl e) NaHCO3

Justifique sua resposta.

Solução

a) NaCN – Sal de ácido fraco e base forte pH>7 solução básica hidrólise do CN-libera da água OH-

b) KCl – Sal de ácido forte e base forte pH=7solução neutra não sofre hidrólise

c)KNO3- Sal de ácido forte e base fortepH=7solução neutranão sofre hidrólise

e) NaHCO3- Sal de ácido fraco e base forte pH>7solução básicahidrólise do HCO3

-libera da água OH-

d) NH4Cl – sal de ácido forte e base fraca pH<7 solução ácida hidrólise do NH4

+libera da água H+

NH4Cl + H2O NH4OH + HCl

NH4+ + Cl- + HOH NH4OH + H+ + Cl-

NH4+ + HOH NH4OH + H+

ácida

Portanto, resposta correta letra D

9- (Salvador-Usberco) Uma solução aquosa de cloreto de amônio 0,2M apresenta grau de hidrólise igual a 0,5%. Determine pOH, pH e Kh para essa solução.

ResoluçãoNH4Cl = 0,2 M = 0,5% = 0,005

NH4Cl + H2O NH4OH + HCl

NH4+ + Cl- + HOH NH4OH + H+ + Cl-

NH4+ + HOH NH4OH + H+ (ácida)

[H+]= M.= 0,2 . 0,005= 0,001= 10-3 pH = -log 10-3 = 3

Se pH = 3 pOH = 11

Kh = M.2 = 0,2 . (0,005)2 = 5 .10-6

Observação: repare que neste exercício, poderíamos ter feito a tabela do equilíbrio, mas é muito mais fácil e mais rápido resolver usando as mesmas expressões de equilíbrio iônico, substituindo Ki por Kh e grau de ionização por grau de hidrólise.

Produto de Solubilidade

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-

(aq)

xM x x

Kps = [Ag+] [Cl-]

Kps = x2

Se o exercício pedir o produto de solubilidade você deve calcular o Kps; se o exercício pedir a solubilidade, ou a molaridade você deve calcular o valor de x.

10- Qual o valor do produto de solubilidade de uma solução saturada de AgCl 10-5 molar?

Solução

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-

(aq)

10-5 10-5 10-5

Kps = [Ag+][Cl-]

Kps = 10-5 . 10-5

Kps = 10-10

11- Sabendo que o produto de solubilidade do CaCl2 em determinada temperatura é igual a 4.10-12 , qual a solubilidade deste sal?

Solução

CaCl2(s) Ca+2 + 2 Cl-

x x 2 x

Kps= [Ca+2 ][Cl-]2

Kps= [x][2x]2

Kps = 4 x3

4 .10-12 = 4 x3

X = 10-4 mols/L

Solução Tampão

É aquela solução que “não” sofre alteração de pH mesmo que à ela adicionemos ácidos ou bases fortes. É formada por um ácido fraco e seu sal ou por uma base fraca e seu sal. Exemplos:

ácido

salpKapH logÁcido acético HAc

Acetato de sódio NaAc

Hidróxido de amônio NH4OH

Cloreto de amônio NH4Cl

base

salpKbpOH log

12-(PUC-SP) Sabendo que o pH de uma solução 0,25 M de HCN é igual a 5, determine:

a) O valor da constante Ka para o HCN;

b) O novo valor do pH, se a 1 litro da solução acima juntarmos 0,35 mol de NaCN, desprezando a variação de volume.

Dado: log 2,86 = 0,46

Resolução

HCN=0,25M pH = 5 [H+]= 1,0 .10-5

log 2,86 = 0,46 0,35 mol NaCN

[H+] = M.

10252

55

10.0,410.4.25,0.

10.425,0

10.1

MKa

M

Ha)

b)

1010.86,2

35,0

25,0.1010.4

.

H

CN

HCNKaH

HCN

CNHKa

CNHHCN

pH= - log [H+]

pH = - log 2,86 .10-10

pH = 9,54

Importante

O exercício anterior poderia ser resolvido, usando-se a expressão de pH, para uma solução-tampão formada por um ácido fraco e seu sal. Para isso deveríamos ter log de 0,35 e log de 0,25:

54,9146,04log10

25,0

35,0log10.4log

log

10

pHpH

pH

ácido

salpKapH

13-(Cesgranrio-RJ) Um químico entrou na cantina de seu laboratório e mediu o pH do café e do leite, encontrando, respectivamente, 5 e 6 . Em seguida, para seu lanche, misturou 20 ml de café com 80 ml de leite. Qual a concentração molar de íon H+ de seu café com leite?

Resolução

Café + Leite café com leite

20 ml 80 ml V= 100 ml

pH=5 pH=6

[H+]= 10-5M [H+]= 10-6M [H+]= ?

Obs: mistura de soluções sem reação química:

[H+].V + [H+].V = [H+].V

10-5.0,02 + 10-6.0,08 = [H+].0,1

[H+] = 2,8 . 10-6 M

14-(MACK-SP) Na adição de 100 ml de solução aquosa de ácido clorídrico, que apresenta 0,365 g de HCl, a 400 ml de hidróxido de sódio 0,075 M, qual o pH da solução resultante?

Dados: HCl = 36,5 g/mol; NaOH=40 g/mol

Solução

HCl + NaOH NaCl + H2O

100ml 400ml V final = 500 ml = 0,5L

m1= 0,365g 0,075M

MV

mM 1,0

1,0.5,36

365,0

.M2

n1=M.V

n1=0,1.0,1

n1=0,01 mol HCl reage com 0,01 mol NaOH formando 0,01 mol NaCl

n1=M.V

n1=0,075.0,4

n1=0,03 mols NaOH

Existe uma sobra de: 0,03-0,01= 0,02 mols de NaOH no volume final de 0,5 L

MV

nNaOHM 04,0

5,0

02,01

NaOH Na+ + OH-

0,04M 0,04M 0,04M

[OH-]= 4.10-2 p OH= - log [OH-] = -log 4.10-2

pOH= 1,6 => pH = 14 – 1,6 = 12,4

pH = 12,6