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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.
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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.
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Dados do Exercício
510.8,1
72,0
aK
MM
Sabemos que:
Ka = M.α2
[H+] =M α
Solução
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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
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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
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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?
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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
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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.
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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?
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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
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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
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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
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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
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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?
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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.
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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.
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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)
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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
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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
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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?
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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)
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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 )
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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
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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
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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.
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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-
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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
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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
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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
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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
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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.
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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-
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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.
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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-
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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
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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.
![Page 38: equilbrio-exerccios-1226681398676011-9](https://reader034.vdocuments.com.br/reader034/viewer/2022051616/5571fa744979599169923f1e/html5/thumbnails/38.jpg)
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
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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.
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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.
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10- Qual o valor do produto de solubilidade de uma solução saturada de AgCl 10-5 molar?
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Solução
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-
(aq)
10-5 10-5 10-5
Kps = [Ag+][Cl-]
Kps = 10-5 . 10-5
Kps = 10-10
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11- Sabendo que o produto de solubilidade do CaCl2 em determinada temperatura é igual a 4.10-12 , qual a solubilidade deste sal?
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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
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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
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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
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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
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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
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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?
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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
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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
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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