Propriedades dos Compostos Inorgânicos

Colégio Salesiano Sagrado Coração

Aluna(o): _____________________________________________ Nº: _________ Turma: 3º ano ________ Recife, ______ de ________________ de 2013

Disciplina:

Química

Professor:

Eber Barbosa

Propriedades dos

Compostos Inorgânicos

]

01 – Solubilidade em Água

1.A – Nas bases do tipo hidróxido

São solúveis todos os hidróxidos do tipo X(OH)n em que a espécie X é um cátion pertencente à família dos metais

alcalinos (1A), metais alcalinos terrosos (2A) ou amônio (NH4+).

Lembrando que: Para hidróxidos de elementos de uma mesma família da tabela periódica, quanto maior o raio atômico também será maior a solubilidade.

Importante: Hidróxidos de qualquer outro elemento químico são insolúveis em água, formando precipitado.

1.B – Nos ácidos do tipo H

+

ânion

–

Os ácidos comuns ao nosso estudo são todos solúveis.

Os ácidos orgânicos de cadeia carbônica muito longa apresentam baixíssima solubilidade.

1.C – Nos sais

Ânion do sal Solubilidade do sal Exceções NO3– , CO3–, H3CCOO– Todos solúveis Não há

C–, Br–, I– Solúveis Ag+, Pb+2, Cu+1

SO4–2 Solúveis Ca+2, Sr+2, Ba+2, Pb+2

CN– e S–2 Insolúveis 1A, 2A, ou NH4+

Demais: CO3–2 , PO4–3 NO2– , SO3–2 Insolúveis 1A ou NH4+ Ácidos graxos O _C OH Formação de precipitado Substância Água

Substância solúvel forma sistema homogêneo quando adicionada à água.

(desde que não ultrapasse o ponto de saturação).

Substância insolúvel forma sistema heterogêneo quando adicionada à agua.

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr = formam as bases mais solúveis.

Be, Mg, Ca Sr, Ba, Ra = formam bases solúveis,

bem menos solúveis que as bases da coluna 1A. O hidróxido de amônio é uma base muito volátil e bastante solúvel.

Importante: Todos os sais com elementos da coluna 1A (Li, Na , K, Rb, Cs, Fr) ou amônio (NH4+) são

solúveis em água.

RECIFE

02 – Consequências e Aplicações das Regras de Solubilidade

2.A – Reação de sal + sal em meio aquoso

A

+

B

–

+ C

+

D

–



A

+

D

–

+ C

+

B

–

Sal1 + Sal2  Sal3 + Sal4

Mas por que é necessária a precipitação de um dos sais produzidos?

Quando há precipitação de um dos sais formados as soluções inicial e final são diferentes uma vez que alguns íons existentes na solução inicial não estarão presentes na solução final, pois foram retirados da solução inicial por precipitação originando um sólido não existente anteriormente.

a) Iodeto de potássio + Nitrato de chumbo (...em meio aquoso)

2 KI(aq) + Pb(NO3)2(aq)  2 KNO3(aq) + PbI2(s)

2.B – Remoção de íons pré-existentes na solução aquosa

Remoção de cátions:

Para retirar um determinado cátion presente em uma solução aquosa é necessário adicionar, a essa solução, um soluto bastante solúvel e que contenha um ânion capaz de provocar a precipitação de uma substância que contenha o cátion que se deseja remover.

Por exemplo: a remoção de Ag+ presente em uma solução de nitrato de prata pode ser conseguida pela adição de NaCℓ...

O exemplo acima pode ser descrito pelas seguintes equações químicas: Resumidamente:

Ag

+(aq)

+ NaCℓ

(aq)

Na

+(aq)

+ AgCℓ

(s)

Em detalhes: Ag+(aq) + NO3–(aq) + Na+(aq) + Cℓ–(aq) → Na+(aq) + NO3–(aq) + AgCℓ(s)

Para que ocorra a reação entre dois sais, faz-se necessário que um dos sais produzidos, sal3 ou sal4, seja insolúvel,

formando precipitado.

b) Cloreto de sódio + Nitrato de potássio (...em meio aquoso)

NaC + KNO3  NaNO3 + KC

K+(aq) I–(aq) Pb+2(aq) NO3–(aq) K+(aq) NO3–(aq) Na + (aq) Cℓ–(aq) K+(aq) NO3–(aq) Na+(aq) NO3–(aq) K+(aq) Cℓ–(aq) PbI2(s)

Perceba que, quando não há precipitado, o sistema inicial é igual ao sistema final, ou seja,

não houve reação.

Quando há precipitado, o sistema final é diferente do sistema inicial, ou seja, houve reação.

NaCℓ(s) H2O Ag+(aq) NO3–(aq) H2O Ag+(aq) NO3–(aq) Na+(aq) Cℓ–(aq) H2O Ag+ Na+ Cℓ– H2O Na+ AgCℓ(s) Os únicos íons que se

combinam são aqueles que originarão

precipitado.

Entendemos, então, que o Ag+ foi retirado da solução juntamente com o Cℓ–, através da precipitação do AgCℓ(s).

Tem-se inicialmente uma solução de cátions prata. Em seguida adiciona-se

NaCℓ(s).

O NaCℓ(s) se torna aquoso

(NaCℓ(aq)) e libera íons

Na+(aq) e Cℓ–(aq).

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Propriedades dos Compostos Inorgânicos

Remoção de ânions:

Para retirar um determinado ânion presente em uma solução aquosa é necessário adicionar, a essa solução, um soluto bastante solúvel e que contenha um ânion capaz de provocar a precipitação de uma substância que contenha o ânion que se deseja remover.

Por exemplo: a remoção de SO42– presente em uma solução de sulfato de sódio pode ser conseguida pela adição

de CaCℓ2...

O exemplo acima pode ser descrito pelas seguintes equações químicas: Resumidamente:

SO

42–(aq)

+ CaCℓ

2(aq)

2 Cℓ

–(aq)

+ CaSO

4(s)

Em detalhes: 2 Na+(aq) + SO42–(aq) + Ca2+(aq) + 2 Cℓ–(aq) → 2 Na+(aq) + 2 Cℓ–(aq) + CaSO4(s)

Importante:

Os íons que não precipitam e permanecem na solução são denominados de

ÍONS EXPECTADORES

.

Ocorrência no Cotidiano:

O sabão não funciona em água dura (água contendo cátions Ca2+(aq) e Mg2+(aq)).

1º) O sabão é um sal orgânico: sal contendo um cátion da família 1A ou NH4+ com um ânion orgânico de cadeia

carbônica longa do tipo CH3(CH2)nCOO–, por exemplo, CH3(CH2)nCOO–Na+.

Os ânions do tipo CH3(CH2)nCOO– são insolúveis em água porém, apenas quando na

forma de sais de metais alcalinos ou amônio, tornam-se solúveis de maneira tal que o sabão é perfeitamente solúvel em água.

2º) Ação da água dura: Quando as partículas de sabão entram em contato com água contendo cátions cálcio e magnésio, água dura, os íons Ca2+(aq) e Mg2+(aq) se combinam com a cadeia carbônica

precipitando na forma de sais orgânicos de cálcio ou magnésio que são insolúveis. É justamente a retirada do ânion CH3(CH2)nCOO– que caracteriza a retirada a perda de atividade

do sabão. CaCℓ2(s) H2O Na+(aq) SO42–(aq) H2O Na+(aq) SO42– (aq) Ca2+(aq) Cℓ–(aq) H2O Cℓ–(aq) CaSO4(s) Os únicos íons que se

combinam são aqueles que originarão

precipitado.

Entendemos, então, que o SO42–(aq) foi retirado da

solução juntamente com o Ca2+, através da precipitação do CaSO4(s).

Tem-se inicialmente uma solução de ânions sulfato.

Em seguida adiciona-se CaCℓ2(s).

O CaCℓ2(s) se torna aquoso,

CaCℓ2(aq), e libera íons

Ca2+(aq) e Cℓ–(aq). Na+(aq) H2O Na+(aq) SO42– (aq) Ca2+(aq) Cℓ–(aq) Ca2+(aq) CH3(CH2)nCOO–Na+ (s) Ca2+(aq) CH3(CH2)nCOO–(aq)

Os únicos íons que se combinam são aqueles

que originarão precipitado.

Entendemos, então, que o CH3(CH2)nCOO–(aq) foi

retirado da solução juntamente com o Ca2+(aq),

através da precipitação do (CH3(CH2)nCOO–)2Ca2+(s).

Tem-se inicialmente uma solução de cátions cálcio. Em seguida adiciona-se o

sal orgânico.

CH3(CH2)nCOO–Na+ (s)se torna

aquoso e libera íons Na+(aq) e

CH3(CH2)nCOO– (aq). Na+(aq) CH3(CH2)nCOO–(aq) Na+(aq) Ca2+(aq) Na+(aq) (CH3(CH2)nCOO–)2Ca2+(s)

Temperatura (OC) g do soluto/100g de H2O

Análise com o Professor:

03 – Alterações da Solubilidade

3.A – A solubilidade varia com a temperatura

Um solvente pode dissolver mais ou menos intensamente um mesmo soluto dependendo da temperatura. Por exemplo, quando um gás é dissolvido em água o aumento da temperatura diminui a solubilidade uma vez que gases tendem a se expandir quando suas partículas se encontram mais agitadas.

01 – (COVEST – 1a fase/92) O gráfico ao lado representa a solubilidade de três sais a várias temperaturas. Depois de analisar o gráfico, assinale a afirmativa incorreta.

a) O sal KNO3 é o mais solúvel à temperatura de 30oC.

b) A solubilidade do NaC não varia muito com o aumento da temperatura. c) O sal KC é menos solúvel do que o sal NaC até a temperatura de 30o

C. d) 30g de NaC podem ser dissolvidos em 100g de água à temperatura de 50o_C.

e) 50g de KC podem ser dissolvidos em 100g de água à temperatura de 40o_C.

Dissoluções endotérmicas Dissoluções exotérmicas Exemplos para análise

So

lubi

lida

de

Temperatura A solubilidade aumenta à medida que a temperatura do solvente é aumentada.

 Nesse caso deixando-se o soluto em contato com o solvente, à medida que o soluto vai sendo dissolvido ocorre consumo de energia e a temperatura da solução diminui, ou seja, ocorre resfriamento da solução enquanto o soluto se dissolve no solvente.  A dissolução do soluto é estimulada fornecendo-se calor à solução. So lubi lida de Temperatura A solubilidade aumenta à medida que a temperatura do solvente é reduzida.

 Nesse caso deixando-se o soluto em contato com o solvente, à medida que o soluto vai sendo dissolvido ocorre liberação de energia (sobra de energia) e a temperatura da solução aumenta, aquecendo a solução enquanto o soluto se dissolve no solvente. a) A dissolução do soluto é estimulada fornecendo-se calor à solução. 110 100 90 80 70 60 50 40 30 20 10 0 0 20 40 60 80 100 KNO3 g do soluto/100g H2O Temperatura (oC) NaC KC

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Propriedades dos Compostos Inorgânicos

Responda você mesmo:

02 – (UPE – Tradicional/2013) O gráfico a seguir mostra curvas de solubilidade para substâncias nas condições indicadas e pressão de 1 atm.

A interpretação dos dados desse gráfico permite afirmar CORRETAMENTE que a) compostos iônicos são insolúveis em água, na temperatura de 0oC.

b) o cloreto de sódio é pouco solúvel em água à medida que a temperatura aumenta. c) sais diferentes podem apresentar a mesma solubilidade em uma dada temperatura.

d) a solubilidade de um sal depende, principalmente, da espécie catiônica presente no composto. e) a solubilidade do cloreto de sódio é menor que a dos outros sais para qualquer temperatura.

03 – (UPE – Tradicional/2012) A figura 1 a seguir mostra uma solução supersaturada obtida por agitação do sólido branco, acetato de cálcio em água destilada, a uma baixa temperatura. A figura 2 representa o resultado obtido após o aquecimento da solução, figura 1, numa chapa elétrica a 85oC.

(Fotos extraídas do site http:// www.pontociencia.org.br) Com relação a essa atividade experimental, analise as afirmações a seguir:

I. A dissolução do acetato de cálcio em água é um processo exotérmico. II. A dissolução do acetato de cálcio se constitui em um equilíbrio químico. III. Em condições padrão, o acetato de cálcio é bastante solúvel em meio aquoso. IV. Os processos de dissolução de sólidos em meio aquoso são exotérmicos. É(São) CORRETA(S) apenas

a) I e III. b) I e II. c) I. d) II. e) III e IV. Figura 1. Solução de acetato de

cálcio à baixa temperatura.

Figura 2. Solução de acetato cálcio a 85oC.

04 – (Enem – 2ª Aplicação/2010) Devido ao seu alto teor de sais a água do mar é imprópria para consumo humano e para a maioria dos usos da água doce. No entanto, para a indústria, a água do mar é de grande interesse, uma vez que os sais presentes podem servir de matérias- primas importantes para diversos processos. Nesse contexto, devido a sua simplicidade e ao seu baixo potencial de impacto ambiental, o método de precipitação fracionada tem sido utilizado para a obtenção dos sais presentes na água do mar.

Tabela 1: Solubilidade em água de alguns compostos presentes na água do mar a 25 oC

Soluto Fórmula solubilidade em g/Kg de H2O

Brometo de cálcio NaBr 1,20 x 103

Carbonato de cálcio CaCO3 1,30 x 10–2

Cloreto de sódio NaCℓ 3,60 x 102

Cloreto de magnésio MgCℓ2 5,41 x 102

Sulfato de magnésio MaSO4 3,60 x 102

Sulfato de cálcio CaSO4 6,80 x 10–1

Pitombo, L.R.M.; Marcondes, M.E.R.; GEPEC. Grupo de pesquisa em Educação em Química. Química e Sobrevivência: Hidrosfera Fontes de materiais. São Paulo: EDUSP, 2005 (adaptado). Suponha que uma indústria objetiva separar determinados sais de uma amostra de água do mar a 25 oC, por meio de precipitação fracionada. Se essa amostra contiver somente os sais destacados na tabela, a seguinte ordem de precipitação será verificada:

a) Carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio, cloreto de magnésio e, por último, brometo de sódio.

b) Brometo de sódio, cloreto de magnésio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio, sulfato de cálcio e, por último, carbonato de cálcio.

c) Cloreto de magnésio, sulfato de magnésio e cloreto de sódio, sulfato de cálcio, carbonato de cálcio e por último, brometo de sódio.

d) Brometo de sódio, carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio e, por último, cloreto de magnésio.

e) Cloreto de sódio, sulfato de magnésio, carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de magnésio e, por último, brometo de sódio.

05 – (UFPE – 1a fase/2000) A solubilidade da sacarose (C12H22O11) em água aumenta com a temperatura, enquanto a do

sulfato de lítio (Li2SO4) diminui com o aumento da temperatura. Isto ocorre por que:

a) a sacarose é um composto covalente e o sulfato de lítio é um composto iônico. b) a dissolução da sacarose é endotérmica e a do sulfato de lítio é exotérmica.

c) a água funciona como ácido de Bronsted e reage exotermicamente com o sulfato de lítio.

d) a sacarose não dissolve facilmente em água por ser um composto covalente e o sulfato de lítio dissolve facilmente em água por ser um composto iônico.

e) a dissolução do sulfato de lítio aumenta a entropia.

Resoluções de Testes

Comentários Adicionais

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Propriedades dos Compostos Inorgânicos

3.B – Um soluto em solventes diferentes

Em uma mesma temperatura é remota a possibilidade de solventes diferentes dissolverem com a mesma intensidade um mesmo soluto.

Um mesmo soluto apresenta diferentes solubilidades em solventes diferentes.

3.C – Influência do íon comum.

A pré-existência na solução de um íon comum ao cátion ou ânion do soluto a ser dissolvido, diminui a solubilidade desse soluto.

O íon comum diminui a solubilidade.

Exemplo1: Determine a ordem crescente da solubilidade do NaCℓ em relação aos seguintes sistemas aquosos...

3.D – Influência do caráter ácido/básico na solubilidade

Um soluto de caráter ácido será menos solúvel em solução ácida e mais solúvel em solução básica. Um soluto de caráter básico será menos solúvel em solução básica e mais solúvel em solução ácida. Exemplo2: Determine a ordem decrescente da solubilidade do SO2 em relação aos seguintes sistemas aquosos...

Exemplo3: Determine a ordem decrescente da solubilidade do NH3 em relação aos seguintes sistemas aquosos...

A solubilidade em II < I = III

Porque considerando que o NaCℓ libera ânions Cℓ–...  Em II a existência do íon Cℓ–

, originado do KCℓ, dificulta a

dissolução do NaCℓ (influência do íon comum = Cℓ–).  A existência do KBr não gera existência de íon comum

com o NaCℓ. Dessa forma é indiferente dissolver NaCℓ em água pura (I) ou em solução de aquosa de KBr (III). KBr II H2O KCℓ I H2O III H2O KBr

A solubilidade em III > I > II

porque sendo o SO2 um óxido de caráter ácido...

 Em II a existência um ácido dificulta a dissolução do SO2

(substância ácida), reduzindo a solubilidade. Ácido repele ácido.

 Em III a solubilidade do SO2 é maior em função da

existência de uma base. Isso é lógico porque a base vai consumir o ácido, permitindo que mais substância ácida (SO2) seja recebida na solução.

KBr II H2O HCℓ I H2O III H2O NaOH

A solubilidade em II > I > III

porque sendo o NH3 uma substância de caráter básico...

 Em II a existência do ácido facilita a dissolução do NH3

(substância básica), aumentando sua solubilidade. Isso é lógico porque o ácido já existente na solução vai consumindo o NH3 à medida que ele é acrescentado,

permitindo que NH3 seja absorvido na solução.

 Em III a solubilidade do NH3 é menor em função da

existência de uma base (base repele base). KBr II H2O HCℓ I H2O III H2O NaOH

Análise com o Professor:

3.E – Influência das reações de precipitação sobre a solubilidade

Um soluto será mais solúvel quando sua adição a uma solução propicia a formação de um precipitado que retire do sistema um dos seus íons (cátion ou ânion).

Dissolução seguida de reação com formação de precipitado aumenta a solubilidade.

Exemplo4: Analise a solubilidade do NaCℓ em relação aos seguintes sistemas aquosos...

01 – (UFPE – 1a fase/96) Ao se adicionar uma solução aquosa de iodeto de potássio a uma solução também aquosa de nitrato de chumbo, ocorre a formação de um precipitado amarelo. Este precipitado pode ser dissolvido por aquecimento desta mistura. A fórmula do precipitado e a propriedade termoquímica da dissolução estão corretamente descritas na alternativa:

a) PbI2 endotérmica c) KNO3 endotérmica e) Pb(OH)2 exotérmica

b) PbI2 exotérmica d) KNO3 exotérmica

02 – (UPE – Quí. II/2005) Um químico recebeu, em seu laboratório, uma amostra de uma substância pulverizada que pode ser um dos seguintes compostos químicos: cloreto de potássio, nitrato de sódio, carbonato de sódio, nitrato de prata ou hidróxido de sódio. Para identificar o composto químico, dissolveu uma pequena quantidade da amostra em água destilada e, em seguida, colocou uma alíquota da solução em um tubo de ensaio, ao qual adicionou 1,0mL de solução de ácido clorídrico. Observou, em seguida, a formação de um precipitado branco que se depositou no fundo do tubo de ensaio.

Com os procedimentos adotados, o químico concluiu que a amostra era de...

a) KC. b) NaNO3. c) Na2CO3. d) NaOH. e) AgNO3.

03 – (UPE – Quí. II/2005) I II

0 0 É mais fácil conservar 500,0g de carne de boi não fatiada em nitrogênio líquido do que a mesma quantidade de carne fatiada em gelo comum.

1 1 A irrigação artificial intensa pode levar à salinização do solo, tornando-o impróprio para a agricultura, o mesmo acontecendo em regiões onde chove regularmente e não se utiliza a irrigação.

2 2 Quando se coloca água gelada em copo de vidro, constata-se que o copo fica molhado por fora, fato esse explicado pela passagem lenta, mas contínua de moléculas de água pelas paredes do vidro.

3 3 O gás carbônico é menos solúvel em água destilada do que em água destilada adicionada de hidróxido de sódio. 4 4 O cloreto de sódio e o cloreto de potássio originam soluções eletrolíticas, quando dissolvidos em água destilada, mas, quando no estado sólido, o cloreto de potássio é um melhor condutor de corrente elétrica do que o cloreto de sódio, porque o raio atômico do potássio é maior do que o raio atômico do sódio.

III H2O AgNO3 I H2O IV H2O KCℓ II H2O KBr

Haverá a mesma solubilidade em I e II. Isso porque no sistema II o

KBr não apresenta íon comum com o NaCℓ, e o KBr não reage como o NaCℓ. Sendo assim, a solução de KBr é tão indiferente quanto a água pura no que se refere a solubilidade do NaCℓ.

A solubilidade será maior na solução III. Isso porque no sistema III o NaCℓ reagirá com o AgNO3 precipitando seu

ânion Cℓ–na forma do AgCℓ. Dessa forma o NaCℓ é consumido a medida que é adicionado a solução, permitindo que mais NaCℓ seja adicionado.

A solubilidade será menor na solução IV.

Isso porque no sistema IV o KCℓ existente propicia a formação de íon comum ao NaCℓ adicionado, dificultando a dissolução do NaCℓ.

143

Propriedades dos Compostos Inorgânicos

04 – (UPE – 2000) Dentre as afirmativas abaixo, assinale a verdadeira.

a) O sulfato de ferro II é o nome correto para a mistura de ferro mais enxofre.

b) Quando queimamos uma tira de magnésio no bico de Bunsen, no laboratório, produzimos uma transformação física com liberação de luz muito intensa.

c) A mistura de água mais gasolina é bifásica, constituída por duas substâncias imiscíveis de diferentes densidades. d) Uma substância pura é formada exclusivamente por moléculas quimicamente iguais, nas quais os átomos se

ligam covalentemente.

e) As substâncias iônicas apresentam pontos de fusão e ebulição elevados e não conduzem a corrente elétrica no estado sólido.

05 – (UPE – Quí. I/2009) Pesquisas mostram que o espinafre é um dos alimentos vegetais que mais contém ferro e cálcio. Entretanto, esses minerais são pouco aproveitados pelo organismo em função da alta percentagem de ácido oxálico no vegetal. Uma possível explicação para a diminuição da biodisponibilidade do cálcio é que

a) o cálcio é perfeitamente solubilizado pelo ácido oxálico, sendo eliminado totalmente pela urina. b) o ácido oxálico reage com o ferro, formando um composto que absorve todo o cálcio ingerido.

c) o ácido oxálico, ao reagir com sais solúveis de cálcio, forma oxalato de cálcio, que é pouco solúvel, diminuindo, portanto, sua biodisponibilidade.

d) todo cálcio presente no organismo é transformado, após sucessivas reações químicas, em ácido oxálico, insolúvel em meio aquoso.

e) o ácido oxálico, ao reagir com o íon cálcio, oxida-o, transformando-o em átomos de cálcio, que não são absorvidos pelo organismo.

06 – (UFPE – 2a fase/1993) Algumas gotas de solução contendo o íon chumbo, foram adicionadas a uma solução desconhecida. Um precipitado branco foi obtido. Baseado na tabela de solubilidade abaixo, quais os ânions que podem estar presentes na solução desconhecida?

Tabela de Solubilidade

Anions Exceções

I PO4–3 …..Forma sais pouco solúveis. Íons NH4+ e íons dos metais alcalinos

II NO3– ……Forma sais solúveis. nenhuma

III OH– …… Forma hidróxidos pouco solúveis. Íons NH4+ e íons dos metais alcalinos

IV SO4–2 …..Forma sais solúveis. Ba+2, Sr+2, Pb+2 , Ag+

V _C–

……..Forma sais solúveis. Ag+2, Hg2+2, Pb+2

I II 0 0 Os anions I e II. 1 1 Os anions IV e V. 2 2 O anion II. 3 3 Todos os anions. 4 4 Os anions I, III, IV e V.

07 – (UPE – Quí. I/2008) A dureza da água caracterizada pela presença de íons Ca2+ ou Mg2+ é prejudicial, quando a água é fervida ou quando a ela se junta sabão, devido à formação de precipitados insolúveis. Quando apresenta essas características, a água é denominada de água dura. A utilização dessa água acarreta problemas sérios não apenas na indústria como também em seu uso doméstico. A dureza da água pode ser classificada como temporária ou permanente. É temporária, quando, além dos íons Ca2+ e Mg2+, há íons HCO3– e permanente, quando não há íons

hidrogeno carbonato. Em relação ao texto acima, é CORRETO afirmar que

a) a remoção dos cátions Ca2+ e Mg2+ da água, em laboratório, é realizada pela adição de uma solução diluída de nitrato de potássio.

b) quando fervemos a água com dureza permanente, existe a formação de um precipitado de carbonato de cálcio, obtido pela reação do íon Ca2+ com o íon hidrogenocarbonato.

c) a remoção de íons Ca2+ da água com dureza temporária, através da reação com o HCO3–, não é favorecida pela

ebulição da água, tendo em vista que, em altas temperaturas, o íon Ca2+ não reage.

d) a insolubilidade em água do carbonato de cálcio é elevada pela presença de bióxido de carbono dissolvido na água. e) a remoção dos íons Ca2+ de uma amostra de água com dureza temporária pode ser obtida pela adição de uma

08 – (UPE – Quí. I/2005) Analise a tabela abaixo.

Tubos de ensaio Substâncias adicionadas a cada tubo

1 Volumes iguais de soluções aquosas de nitrato de potássio e cloreto de sódio, ambas 0,10 mol/L.

2 Soluções aquosas de sulfato de potássio e hidróxido de sódio, ambas 0,10 mol/L. 3 0,10g de bióxido de manganês com 5,0 mL de solução aquosa de ácido clorídrico diluído. 4 5,0 mL de solução aquosa de nitrato de prata 0,10 mol/L com 5,0 mL de solução aquosa de

cloreto de sódio 0,10 mol/L, adicionada gota a gota.

Após a análise cuidadosa das substâncias adicionadas em cada tubo de ensaio, conclui-se que

a) Aquecendo-se o tubo 1, em temperatura branda, forma-se um precipitado gelatinoso rico em potássio, facilmente decomposto pela ação da luz.

b) No tubo 4, à medida que se vai adicionando a solução de cloreto de sódio gota a gota, vai-se formando um precipitado branco que, quando exposto à luz solar, enegrece.

c) No tubo 2, constata-se a produção de um gás não inflamável, à medida que a reação ocorre.

d) No tubo 3, há formação de um gás muito inflamável, mais leve que o ar, usado em balões de aniversário da gurizada.

e) No tubo 4, só ocorrerá precipitação, se o cloreto de sódio adicionado for sólido, pois, em solução, a reação não se completa por causa de a separação dos íons presentes inibir a interação entre eles.

09 – (FESP – UPE/2001) Considere um sistema reacional representado pela equação química abaixo. Ca2+(aq) + 2 HCO31-(aq)  CaCO3(s) + H2O() + CO2(g)

Para se remover íons cálcio da solução, devemos adicionar a ela, solução de

a) Sulfato de potássio. c) Nitrato de sódio. e) Óxido de potássio. b) Cloreto de sódio. d) Hidróxido de cálcio.

10 – (UPE – Quí. I/2010) As afirmativas abaixo se referem ao estudo das funções inorgânicas. Analise-as e conclua. I II

0 0 O ácido carbônico, ao se decompor, origina duas outras substâncias, e, em consequência, o estado híbrido do carbono sofre uma mudança de sp3 para sp2.

1 1 Quando sopramos, com um canudo, uma solução aquosa de cloreto de sódio contida em um béquer, a solução torna-se turva devido à formação do ácido clorídrico.

2 2 A água mineral sem gás exemplifica uma substância pura composta, pois apresenta composição química definida e ponto de ebulição inalterável.

3 3 Os gases poluentes atmosféricos, responsáveis pela chuva ácida, podem ser originados de causas naturais ou produzidos pela ação do homem.

4 4 As estalactites são depósitos de carbonato de sódio, formadas quando o óxido de sódio, comum em rochas, reage com água rica em bióxido de carbono, presente na atmosfera.

11 – (COVEST – 2a Fase/2008) O nitrogênio é um importante constituinte dos seres vivos, pois é parte de todo aminoácido. Além de presente na biosfera, ele também é encontrado no solo, nas águas e na atmosfera. Sua distribuição no planeta é parte do chamado ciclo do nitrogênio. Resumidamente, neste ciclo, estão presentes as etapas de fixação do nitrogênio atmosférico por microorganismos, que, posteriormente, é transformado em amônia. A amônia sofre um processo de nitrificação e é convertida a nitrato, que pode sofrer um processo de desnitrificação e ser finalmente convertido a nitrogênio molecular, retornando à atmosfera. Sobre esses processos, analise as afirmações a seguir. I II

0 0 Na reação de nitrificação, o nitrogênio é oxidado de –3 para +3.

1 1 A amônia é uma molécula volátil, porém em solos ácidos pode formar o íon amônio, não volátil.

2 2 O nitrogênio molecular é muito estável por apresentar uma ligação tripla e, por isto, sua transformação em amônia, por meios sintéticos, requer grandes quantidades de energia.

3 3 No processo de desnitrificação, o nitrogênio sofre uma redução de +5 para 0. 4 4 A maioria dos nitratos é solúvel em água.

145

Propriedades dos Compostos Inorgânicos

12 – (UFPE – 2ª fase/1999) Em regiões onde a água é rica em íons Ca+2 e / ou Mg+2, a chamada água dura, os sabões não atuam de modo satisfatório no processo de limpeza. A diminuição ou mesmo inibição da eficiência da limpeza é justificada quimicamente pela equação abaixo:

O O

2 CH3 (CH2)11 C + Ca2+(aq)  CH3 (CH2)11 C Ca2+(s)

O–(aq) O– 2

Sobre o processo de limpeza com sabão podemos afirmar: I II

0 0 Em águas duras, o sabão é ineficiente porque é retirado da água por precipitação.

1 1 Na ausência de sais de cálcio e magnésio, o sabão dissolvido forma miscelas que atuam na limpeza de gorduras. 2 2 Em águas duras, o carboxilato solúvel em água é transformado em sal de cálcio, que é insolúvel.

3 3 Em águas duras, o cálcio se liga à região apolar da molécula, impedindo a dissolução das gorduras. 4 4 Em águas duras, o sabão se torna apolar e, por isso, não dissolve mais gorduras.

13 – (UFPE – 1a fase/96) Um sabão pode ser preparado pelo aquecimento da banha de porco com soda cáustica. Este tipo de sabão, quando usado com águas contendo sais de cálcio e magnésio, forma um precipitado.

Considere as afirmativas abaixo: 1) O sabão acima é um sal orgânico.

2) A molécula de sabão é constituída de uma parte hidrofílica e outra hidrofóbica. 3) A parte hidrofílica do sabão é o grupo carboxílico.

4) A parte hidrofóbica do sabão é a sua cadeia orgânica.

5) Sais do tipo carboxilato de cálcio com cadeias longas são insolúveis. Está(ão) correta(s):

a) 1, 2, 3, 4 e 5 b) 1, 2 e 5 apenas c) 2, 3 e 4 apenas d) 1 e 5 apenas e) 1 apenas.

14 – (ENEM – 2011) O etanol é considerado um biocombustível promissor, pois, sob o ponto de vista do balanço de carbono, possui uma taxa de emissão praticamente igual a zero.

Entretanto, esse não é o único ciclo biogeoquímico associado à produção de etanol. O plantio da cana-de-açúcar, matéria-prima para a produção de etanol, envolve a adição de macronutrientes como enxofre, nitrogênio, fósforo e potássio, principais elementos envolvidos no crescimento de um vegetal.

Revista Química Nova na Escola. no 28, 2008. O nitrogênio incorporado ao solo, como consequência da atividade descrita anteriormente, é transformado em nitrogênio ativo e afetará o meio ambiente, causando

a) o acúmulo de sais insolúveis, desencadeando um processo de salinação dos solos.

b) a eliminação de microrganismos existentes no solo responsáveis pelo processo de desnitrificação. c) a contaminação de rios e lagos devido à alta solubilidade de íons como NO3– e NH4+ em água.

d) a diminuição do pH do solo pela presença de NH3, que reage com a água, formando o NH4OH(aq).

e) a diminuição da oxigenação do solo, uma vez que o nitrogênio ativo forma espécies químicas do tipo NO2, NO3–,

N2O.

Resoluções de Testes

Comentários Adicionais

04 – Estudo dos Eletrólitos

Eletrólitos são todos os compostos que podem se apresentar na forma de íons livres como, por exemplo, ácidos, bases e sais dentre outras classes de compostos químicos...

As bases

são substâncias iônicas. Sendo assim sofrem dissociação iônica quando dissolvidas em água (em solução aquosa) ou quando derretidas (fundidas).

Exemplos:

a) NaOH Na+ + OH– b) Mg(OH)2 Mg+2 + 2 OH–

Os ácidos

são compostos moleculares. Sofrem ionização originando soluções moleculares eletrolíticas. Exemplos:

a) HC H+ + C– b) H2SO4 2 H+ + SO4–2

Os sais

são compostos iônicos. Por isso sofrem dissociação iônica quando dissolvidos em água (em solução) ou quando derretidas (fundidas).

Exemplos:

a) NaC Na+ + C– b) Fe2(SO4)3 2 Fe+3 + 3 SO4–2

Não esqueça: Alguns compostos moleculares sofrem ionização e todos os compostos iônicos sofrem dissociação iônica.

Os eletrólitos podem ser classificados como fortes ou fracos

em função da maior ou menor tendência de fornecer íons livres a um sistema.

Eletrólitos Fortes

Compostos que em solução aquosa apresentam forte tendência de passar para forma de íons

livres. Consequentemente são bons condutores de corrente elétrica devido à acentuada presença de cargas livres no sistema.

Eletrólitos Fracos

são compostos que em solução aquosa apresentam fraca tendência de passar para forma de

íons livres. Consequentemente são maus condutores de corrente elétrica devido à baixa concentração de cargas livres no sistema.

Exemplo1: Considere a ionização das moléculas de HC dispersas em água.

Início Final

Exemplo2: Considere que cinco moléculas de HCN sejam dispersas em água.

Início Final H2O H2O H2O H2O H2O H2O HC HC HC HC HC Ionização

Concluímos que o HC é eletrólito forte porque, quando em solução, não tende a permanecer na forma molecular mas, apresenta elevada tendência a passar

para forma iônica.

HCℓ(aq) H+(aq) + Cℓ– (aq)

H+ CN– HCN HCN HCN HCN Ionização

Concluímos que o HCN é eletrólito fraco porque, quando em solução, tende a

permanecer na forma molecular, ou seja, dentre as moléculas iniciais, poucas

tiveram seus íons separados.

HCN(aq) H+(aq) + CN– (aq)

H+ C– H+ C– H+ C– H+ C– H+ C– HCN HCN HCN HCN HCN

147

Propriedades dos Compostos Inorgânicos

4.A – Grau de Ionização (α

%

)

A força de um eletrólito também pode ser avaliada através do seu grau de ionização.

O grau de ionização indica a porcentagem de partículas que sofreram ionização, dentre aquelas que foram inicialmente dispersas.

Exemplo: Considere que após a dissolução de uma substância em água, uma análise do sistema indicou que para cada 500 moléculas inicialmente dispersas, 100 não foram ionizadas. Determine a porcentagem de moléculas ionizadas.

Importante:

Observação1: α% < 5% Eletrólito fraco

α% > 50% Eletrólito forte

5% ≤ α% ≤ 50% Eletrólito moderado

Observação2: Quanto maior a força do eletrólito, maior é a sua condutibilidade elétrica.

Não esqueça: Soluções Moleculares não eletrolíticas: não condutoras de corrente elétrica.

Ex.: açúcar em água (C6H12O6 + H2O) e a maioria dos compostos orgânicos (CxHy ou CxHyOz).

Soluções Moleculares eletrolíticas: fracamente condutoras de corrente elétrica. Ex.: vinagre = ácido acético e água (CH3COOH + H2O).

Os ácidos fortes formam um raro exemplo de soluções moleculares boas condutoras de corrente elétrica.

Soluções Iônicas: Boas condutoras de corrente elétrica. Ex: sal de cozinha em água.

4.B – Força das Bases

Bases Fortes: 1A = LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH

2A = Be(OH)2, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2

Bases fracas: As demais bases são fracas. A maioria das bases são fracas.

Cuidado:

O hidróxido de amônio, NH

4

OH, é uma base bastante solúvel, porém não é base forte

. Mais próximo de

0% ...

Mais próximo de 100% ...

Substância muito ionizada Eletrólito cada vez mais forte Substância pouco ionizada

Eletrólito cada vez mais fraco

0%

100%

α

%

No de moléculas iniciais = 500 No de moléculas não ionizadas = 100 No de moléculas ionizadas = 400 500 moléculas  100% 400 ionizadas  X X = 80% α = 0,8 grau de ionização

Solução de eletrólito fraco A lâmpada acende com

fraca intensidade

Solução de eletrólito forte A lâmpada acende com

forte intensidade

Bases da família 1A são mais fortes que bases da família 2A.

4.C – Força dos Ácidos

Ácidos Fortes (os mais comuns): HC, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HCO4

São fortes os ácidos HXEOY em que (Y – X) ≥ 2.

Ácidos Fracos: os demais ácidos: HCN, H2CO3, H3PO4, outros...(ou seja, a maioria dos ácidos são fracos)

Ácido Moderado: HF

Observação1: Nos oxiácidos, HXEOY , a força pode ser avaliada pela diferença Y – X.

Ácido Y – X Classificação

HCO4 4 – 1 = 3 Ácido muito forte

HNO3 3 – 1 = 2 Ácido forte

H2SO4 4 – 2 = 2 Ácido forte

H3PO4 4 – 3 = 1 Ácido moderado

H3BO3 3 – 3 = 0 Ácido fraco

Observação2: Todos os ácidos orgânicos são fracos...

4.D – Constantes de Ionização – Ka e Kb

A força dos ácidos e das bases pode ser indicada pelas constantes de acidez e de basicidade.

K

a

= constante de acidez

: indica a maior ou menor força do ácido

HA ⇆ H

+

+ A

–

K

b

= constante de basicidade

: indica a maior ou menor força da base

BOH ⇆ B

+

+ OH

–

Observação: Outra forma de expressar a intensidade do caráter ácido/básico consiste na análise dos valores de pKa ou

pKb.

pK

a

= – logK

a

pK

b

= – logK

b

Exemplo: Considere os ácidos HX e HY cujas constantes de acidez são respectivamente 10–4 e 10–7. Analise a força desses ácidos em função dos seus valores de pKa.

Ácido Ka e seu significado pKa = – logKa

HX Ka = 10–4 : Ka maior = maior acidez pKa = 4 : pKa menor = maior acidez

HY Ka = 10–7 : Ka menor = menor acidez pKa = 7 : pKa maior = menor acidez

Conclusões:

Maior acidez ... Maior K

a

... Menor pK

a

Menor acidez ... Menor K

a

... Maior pK

a

Importante: A mesma análise aplica-se à medida da intensidade do caráter básico através do Kb e do pKb.

Contrariando a regra temos o ácido carbônico,

H2CO3, que não é

moderado, é ácido fraco.

H+(aq)

+

H2O Ácido acético ou HAc Íon acetato ou Ac– H3C O C OH H3C O C O–(aq)

Ka baixo = ácido mais fraco

Ka alto = ácido mais forte

Kb baixo = base muito fraca

Kb alto = base menos fraca ou mais forte

[ H

+

] . [ A

–

]

[ HA ]

K

a

=

[ B

+

] . [ OH

–

]

[ BOH ]

K

b

=

149

Propriedades dos Compostos Inorgânicos

Análise com o Professor:

Responda você mesmo:

4.E –

Força dos Sais

Todos os sais são eletrólitos fortes, ou seja, se estiverem em solução aquosa, apresentam-se 100% dissociados.

É importante saber:

Repercussões estequiométricas: Considerando o sal 100% dissociado as concentrações em mol/L são diretamente proporcionais aos coeficientes que tornam balanceada a equação de dissociação. Por exemplo, quais as concentrações dos íons presentes em uma solução 2,0 mol/L de sulfato de alumínio?

Aℓ

2

(SO

4

)

3(aq)

→ 2 Aℓ

+3(aq)

+ 3 SO

4–2(aq)

2,0 mol/L 4,0 mol/L 6,0 mol/L

01 – (UFPE – Vitória e Caruaru/2009.2) cultivo de alface, utiliza uma combinação de substâncias químicas, dentre elas o nitrato de cálcio Ca(NO3)2. Na preparação de uma destas soluções nutritivas, foi utilizada uma solução de nitrato de

cálcio 0,025 M. Nesta solução, teremos uma concentração de íons de Ca2+ e NO3–, respectivamente, de:

a) 0,0125 e 0,0125 b) 0,0125 e 0,0250 c) 0,0250 e 0,0250 d) 0,0250 e 0,0500 e) 0,0500 e 0,0500

Ca(NO

3

)

2

→ Ca

+2

+ 2 NO

3–

0,025 M 0,025 M 0,050 M

02 – (Enem – 2ª Prova/2009) O processo de industrialização tem gerado sérios problemas de ordem ambiental, econômica e social, entre os quais se pode citar a chuva ácida. Os ácidos usualmente presentes em maiores proporções na água da chuva são o H2CO3, formado pela reação do CO2 atmosférico com a água, o HNO3, o HNO2, o

H2SO4 e o H2SO3. Esses quatro últimos são formados principalmente a partir da reação da água com os óxidos de

nitrogênio e de enxofre gerados pela queima de combustíveis fósseis.

A formação de chuva mais ou menos ácida depende não só da concentração do ácido formado, como também do tipo de ácido. Essa pode ser uma informação útil na elaboração de estratégias para minimizar esse problema ambiental. Se consideradas concentrações idênticas, quais dos ácidos citados no texto conferem maior acidez às águas das chuvas? a) HNO3 e HNO2. b) H2SO4 e H2SO3. c) H2SO3 e HNO2. d) H2SO4 e HNO3. e) H2CO3 e H2SO3.

1o ) Na forma sólida, pura e cristalina, o sal é constituído por aglomerados iônicos. Nessa forma o sal é isolante elétrico (assim como todos os iônicos).

2o ) Em solução praticamente não existe o sal na forma de aglomerados iônicos. Na solução existem íons livres, o que permite a boa condutividade elétrica.

Na+C – C– C– C– C– C– C– C– Na+ Na+ Na+ Na+ Na+ Na+ C– Na + Na+ Na+ Na+ Na+ Na+ C– C– C– C– C– C– Na + Na+ Na+ Na+ Na+ Na+ C– C– C– C– C– C– Na+ Na+ Na+ C– C– C– Na+ Na+

Na solução não existe NaC(S).

Na solução existem apenas Na+(aq) e C–(aq)

...ou seja...

NaCℓ(s)  Na+(aq) + C–(aq)

H2O Na+

Na equação química balanceada as substâncias estão na proporção de 1 : 1 : 2 ... 1 Ca(NO3)2 1 Ca+2 1 mol 1 mol 0,0025 M x x = 0,0025 M de Ca+2 1 Ca(NO3)2 2 NO3– 1 mol 2 mol 0,0025 M x x = 0,0050 M de NO3–

*Aℓ2(SO4)3] = 0,0 = não há o sal em solução.

*Aℓ+3] = 4,0 mol/L [SO4–2] = 6,0 mol/L

03 – (UPE – SSA 2º ano/2012) Apesar de complexa, a composição do sangue contém basicamente:

I) uma parte líquida, o plasma, que é composta por água (80 – 82%), proteínas solúveis (5 – 8%), um pouco de gordura, glicose e sais minerais e

II) constituintes em suspensão no plasma – glóbulos vermelhos, brancos e plaquetas sanguíneas. O sangue dos animais pode ser aproveitado de diferentes formas.

Na culinária brasileira, ele é ingrediente de um prato tradicional: a galinha ao molho-pardo, mais conhecida em Pernambuco como galinha à cabidela. Esse prato é uma receita da época da colonização do Brasil. Ingrediente indispensável para a preparação dessa iguaria, o sangue obtido da morte do animal deve ser coletado em um recipiente contendo vinagre e misturado por meio de batidas com um garfo, para se evitar a coagulação. Ele é adicionado à galinha temperada e cozida, que, depois, é levada novamente ao fogo até tudo estar bem cozido. Em relação ao texto acima e com base no conhecimento químico, analise as três afirmativas indicadas a seguir: I. A batida do garfo na mistura sangue-vinagre aumenta o pH do sangue da galinha, evitando a sua coagulação. II. O vinagre é uma solução de um ácido forte que evita a desnaturação das proteínas do sangue da galinha após o seu

abatimento.

III. O contato com o CO2 atmosférico e com o vinagre diminui o pH do sangue da galinha e forma um novo sistema

tamponado, que contribui para evitar a sua coagulação. Está CORRETO, apenas, o que se afirma em

a) I. b) II. c) III. d) I e II. e) II e III.

04 – (UFPE – 2a fase/97) Uma solução aquosa de soluto desconhecido é testada com papel indicador de tornassol que revelou ser esta uma substância ácida. Além disso, a solução é fracamente condutora quando comparada com uma solução de NaC de mesma concentração. A substância desconhecida poderia ser:

I II 0 0 NaOH 1 1 NH3 2 2 CH3COOH 3 3 HNO3 4 4 H3PO4

05 – (UFPE – 1a fase/2005) Analisando a tabela a seguir, com valores de constantes de basicidade, Kb, a 25C para diversas

bases, podemos afirmar que:

Base Kb

Dimetilamina, (CH3)2NH 5,4 x 10 -4

Amônia, NH3 1,8 x 10 -5

Hidróxido de zinco, Zn(OH)2 1,2 x 10 -7

Piridina, C5H5N 1,8 x 10 -9

Anilina, C6H5NH2 4,3 x 10 -10

a) A amônia é uma base mais fraca que o hidróxido de zinco. d) A dimetilamina é a base mais forte. b) A anilina é a base mais forte. e) A anilina é mais básica que a piridina. c) A piridina e a amônia têm a mesma força básica.

06 – (UFPE – 1a fase/98) Em uma solução de sulfato de sódio, qual das espécies abaixo é mais abundante?

a) Na+ b) SO3-2 c) Na2SO4 d) SO2 e) H2SO4.

07 – (UFPE – 1a fase/92) Sabemos que sais são eletrólitos fortes que em solução aquosa, estão totalmente dissociados em íons. Portanto, uma solução de sulfato de alumínio A2(SO4)3 deve conter as seguintes espécies:

a) A2+3 + (SO4)3-2 b) 2 A2+3 + (SO4)3-2 c) A2+3 + 3 SO4-2 d) 2 A+3 + 3 SO4-2 e) A2 (SO4)3

08 – (UFPE-1a fase/93) Ácido perclórico (HCO4) é um ácido forte. Quais as espécies químicas presentes, em maior

concentração, em uma solução aquosa deste ácido ?

151

Propriedades dos Compostos Inorgânicos

09 – (UPE – SSA 1º ano/2012) Em uma atividade experimental realizada em sala de aula, foram montados quatro condutivímetros de bancada, semelhantes ao indicado na ilustração a seguir:

Adaptado de: http://www.profpc.com.br/Teoria_arrhenius.htm

Depois, em cada um desses sistemas, testou-se a condutividade elétrica de um líquido, respectivamente:

I. Água sanitária; III. Água de coco amarelo e

II. Etanol anidro (CH3CH2OH); IV. Hexano (CH3CH2CH2CH2CH2CH3).

Verificou-se que, em apenas alguns desses sistemas, a lâmpada acendeu quando a tomada foi conectada à rede elétrica.

Em quais dessas soluções houve a passagem da corrente elétrica?

a) I e III b) II e III c) II e IV d) I, II e IV e) II, III e IV

10 – (UPE – Tradicional/2012) Em uma feira de ciências, apresentou-se um vídeo que mostrava, simultaneamente, três experimentos diferentes (I, II e III), conforme indicados a seguir. Em cada recipiente, havia:

I – Solução de cloreto de sódio; II - Cloreto de sódio sólido; III – Cloreto de sódio fundido.

Passados alguns instantes, percebeu-se que se acendeu (acenderam) apenas a(s) lâmpada(s) a) I. b) II. c) III. d) I e II. e) I e III.

11 – (UFPE – 1a fase/89) Um ácido é classificado como forte por que:

a) É corrosivo. d) Torna vermelho o papel de tornassol.

b) Tem um pH elevado. e) Apresenta alto grau de ionização. c) Reage com as bases formando sais.

Responda você mesmo:

05 – Medida do Nível de Acidez ou Basicidade

A acidez ou basicidade de um sistema aquoso está relacionada com a presença dos íons H+ e OH– nesse sistema (isso segundo

Arrhënius)

.

Exemplos:

HC(g) H+(aq) + C– (aq)

NaOH(s) Na+(aq) + OH–(aq)

Conclusão:

A acidez ou basicidade de um sistema pode ser expressa através de dois argumentos matemáticos, o pH (potencial hidrogeniônico) e o pOH (potencial hidroxiliônico).

Em laboratórios modernos o pH pode ser medido por meio de instrumentos e a acidez ou basicidade pode ser avaliada da seguinte forma:

01 – (UFPE – 1a fase/2004) Sabendo-se que, a 25oC, o cafezinho tem pH 5,0, o suco de tomate apresenta pH 4,2, a água sanitária pH 11,5 e o leite, pH 6,4, pode-se afirmar que, nesta temperatura:

a) o cafezinho e a água sanitária apresentam propriedades básicas. b) o cafezinho e o leite apresentam propriedades básicas.

c) a água sanitária apresenta propriedades básicas.

d) o suco de tomate e a água sanitária apresentam propriedades ácidas. e) apenas o suco de tomate apresenta propriedades ácidas.

Água + Substância Sistema Substância Neutro Básico Ácido H2O H2O Responsável pela acidez do sistema Responsável pela basicidade do sistema

À medida que aumenta a concentração do cátion H+, [ H+ ], aumenta a acidez do sistema.

À medida que aumenta a concentração do ânion OH–, [OH–], aumenta a basicidade do sistema.

[ H

+

] > [ OH

–

] Sistema ácido

[ H

+

] < [ OH

–

] Sistema básico

[ H

+

] = [ OH

–

] Sistema nêutro

pH 0 14 7

Acima de 7 = meio básico

pH

0 14

7

Abaixo de 7 = meio ácido pH

0 14

7

Igual a 7 = meio nêutro Em 25oC... [ H+ ] = [ OH– ] = 10–7 mol/L Então... [ H+ ] = 10–7 mol/L ... NEUTRO [ H+ ] > 10–7 mol/L ... ÁCIDO [ H+ ] < 10–7 mol/L ... BÁSICO Água pH

153

Propriedades dos Compostos Inorgânicos

5.A – Escalas de pH e pOH

pH

0 7 14 Aumenta a Acidez Neutro Aumenta a basicidade

pOH

0 7 14 Aumenta a Basicidade Neutro Aumenta a Acidez

Observação: Em todo sistema... ...quando a temperatura = 25oC.

5.B – Regras Básicas de Logarítimo

log 10a = a log a . b = log a + log b log ab = b . log a

5.C – Indicadores Ácido/Base

Indicadores

são substâncias que produzem variação de cor em um sistema de acordo com sua acidez ou

basicidade.

Indicador ácido/base

Coloração

Ácido Neutro Básico

Fenolftaleína

incolor

incolor

Rosa

Alaranjado de metila Vermelho Laranja Amarelo

Azul de bromotimol

amarelo

verde

Azul

Papel de tornassol vermelho azul

Faixa de viragem

é o intervalo de valores de pH onde ocorrem as mudanças de cores que indicam a transição ácido/neutro e neutro/básico.

Exemplo: O azul de bromotimol tem faixa de viragem entre 6,0 e 7,6, ou seja, de 0,0 até 6,0 temos a cor amarela indicando que o meio é ácido; entre 6,0 e 7,6 temos a cor verde apontando o meio neutro e de 7,6 até 14 temos a cor azul mostrando que o meio é básico.

Perceba que há certo grau de imprecisão ao empregar um indicador para avaliar o nível de acidez ou basicidade de um sistema

pH = – log [ H+ ]

pOH = – log [ OH– ]

pH + pOH = 14

0,0 6,0 7,6 14,0

Ácido Neutro Básico log 105 = 5 log 10–6 = – 5 –log 10–4 = 4 Dados: log 2 = 0,3 Determine: – log 2 . 10–5 = ? – ( log 2 + log 10–5 ) = – ( 0,3 – 5 ) = – (– 4,7 ) = 4,7 log 10–6 = – 5 –log 10–4 = 4 Dados: log 2 = 0,3 Determine: log 8 = ? log 23 = 3 . log 2 = 3 . 0,3 = 0,9 log 10–6 = – 5 –log 10–4 = 4

Responda você mesmo:

06 – Acidez e Basicidade dos Sais em Solução Aquosa

Para entender porque uma solução de um sal pode ser ácida, básica ou neutra, deve-se considerar inicialmente que todo sal é formado por um cátion e um ânion, sendo que o cátion tem caráter básico e o ânion tem caráter ácido.

Demonstração:

NaOH + HC NaC + H2O

Concluímos que uma solução salina pode ser ácida, básica ou neutra dependendo da força da base e da força do ácido de onde foram originados o cátion e o ânion que formam o sal.

Sal derivado de Caráter

da Solução Cátion de base... Ânion de ácido...

Forte Fraco Básico

Fraco Forte Ácido

Forte Forte Neutro

Fraco Fraco Depende de KA e KB

Exemplos: Analise o caráter ácido/básico dos seguintes sais:

02 – (UPE – Tradicional/2013) Em um aquário onde a água apresentava pH igual a 6,0, foram colocados peixes ornamentais procedentes de um rio cuja água tinha pH um pouco acima de 7,0. Em razão disso, foi necessário realizar uma correção do pH dessa água. Entre as substâncias a seguir, qual é a mais indicada para tornar o pH da água desse aquário mais próximo do existente em seu ambiente natural?

a) KBr b) NaCℓ c) NH4Cℓ d) Na2CO3 e) Aℓ2(SO4)3

03 – (FESP – UPE/85) Soluções aquosas de Cianeto de potássio, cloreto de sódio, bicarbonato de sódio e sulfato de amônio, são respectivamente:

a) Básica – ácida – básica – ácida c) Básica – básica – básica – ácida e) Ácida – básica – neutra – ácida b) Básica – neutra – básica – ácida d) Ácida – neutra – básica – ácida

NaC ou outro sal

pH = ? Pode ser ácida, básica ou neutra...

KCN Base forte ácido fraco

Sal de caráter básico Sal de hidrólise básica

pH > 7

FeSO4

Base fraca ácido forte Sal de caráter ácido Sal de hidrólise ácida

pH < 7

NaC Base forte ácido forte

Sal de caráter neutro. Não sofre hidrólise pH = 7

pH = depende de Ka e Kb NH4CN

Base fraca ácido fraca pH < 7 HC ou outro ácido pH > 7 NaOH ou outra base

Sal = Cátion + Ânion

Vem de uma base Vem de um ácido

Se Ka > Kb : Sistema ácido Se Ka < Kb : Sistema básico Se Ka = Kb : Sistema neutro

155

Propriedades dos Compostos Inorgânicos

04 – (UPE – SSA 2º ano/2012) Os técnicos da Vigilância Sanitária visitaram uma residência e constataram que a água da piscina estava turva e com o pH acima do recomendado. Os proprietários foram notificados e orientados a adotar procedimentos para corrigir o problema. Para atender as recomendações dos técnicos da Vigilância Sanitária, eles realizaram a operação descrita a seguir:

Adicionaram à água da piscina uma solução de __(I)__ para formar um coloide. Após a decantação, transferiram uma solução de __(II)__ para reduzir o pH. Como o pH ficou abaixo do recomendado, utilizaram uma solução de __(III)__ para corrigi-lo.

As lacunas (I), (II) e (III), no texto acima, podem ser completadas de forma CORRETA e na sequência dada pela opção a) pastilha de cloro; carbonato de sódio; cloreto de sódio

b) carbonato de sódio; ácido sulfúrico; sulfato de alumínio c) sulfato de alumínio; ácido clorídrico; carbonato de sódio d) bicarbonato de sódio; sulfato de alumínio; carbonato de sódio e) sulfato de alumínio; bicarbonato de sódio; hipoclorito de sódio

05 – (ENEM/2012) Uma dona de casa acidentalmente deixou cair na geladeira a água proveniente do degelo de um peixe, o que deixou um cheiro forte e desagradável dentro do eletrodoméstico. Sabe-se que o odor característico de peixe se deve às aminas e que esses compostos se comportam como bases.

Na tabela são listadas as concentrações hidrogeniônicas de alguns materiais encontrados na cozinha, que a dona de casa pensa em utilizar na limpeza da geladeira.

Material Concentração de H3O+(mol/L)

Suco de limão 10–2 Leite 10–6 Vinagre 10–3 Álcool 10–8 Sabão 10–12 Carbonato de sódio/barrilha 10–12

Dentre os materiais listados, quais são apropriados para amenizar esse odor?

a) Álcool ou sabão. c) Suco de limão ou vinagre. e) Sabão ou carbonato de sódio/barrilha. b) Suco de limão ou álcool. d) Suco de limão, leite ou sabão.

06 – (UPE – SSA 2º ano/2012) Uma pessoa estava preparando uma salada que continha repolho roxo. Ao temperá-la com vinagre, ela percebeu que a solução acumulada no fundo da saladeira apresentava uma coloração avermelhada. No entanto, após a adição de “sal”, estranhamente, a solução ficou azulada. Desconfiada, ela foi verificar o rótulo do “sal” e percebeu que havia adicionado bicarbonato de sódio (NaHCO3) quando deveria ter adicionado cloreto de sódio

(NaCℓ). Qual das alternativas abaixo traz uma explicação quimicamente consistente para o fenômeno da mudança de coloração observada?

a) O ácido acético (CH3COOH), na presença de bicarbonato de sódio, se decompõe, produzindo uma substância que

tem coloração azulada.

b) O ácido acético (CH3COOH), presente no vinagre, reagiu com o bicarbonato de sódio, formando acetato de sódio

(CH3COO–Na+) que tem coloração azulada.

c) O bicarbonato de sódio, que é um sólido branco, em contato com as folhas do repolho roxo e com o ácido acético (CH3COOH), forma um bicarbonato que tem coloração azul.

d) O bicarbonato de sódio, ao ser adicionado à salada, provocou um aumento no pH da solução, o que foi indicado pelo extrato do repolho roxo, que atua como um indicador ácido/base.

e) O ácido acético (CH3COOH), presente no vinagre, reagiu com o bicarbonato de sódio, diminuindo o pH da solução, o

que foi indicado pelo extrato do repolho roxo, que atua como um indicador ácido-base.

07 – (FESP – UPE/87) Dos sais abaixo, qual o de hidrólise básica?

Análise com o Professor:

6.A – Hidrólise salina

O cátion ou o ânion derivado de eletrólito fraco não permanece livre em solução aquosa, ou seja, os íons derivados de eletrólitos fracos sofrem hidrólise (reagem com a água).

Dessa forma todo cátion derivado de base fraca reage com o ânion OH– da água assumindo a forma de base não ionizada, reação essa chamada de hidrólise do cátion.

Da mesma forma o ânion derivado de ácido fraco reage com o cátion H+ da água voltando à forma de ácido molecular em um processo chamado de hidrólise do ânion.

É importante lembrar que íons derivados de ácidos e bases fortes não sofrem hidrólise uma vez que eletrólitos fortes apresentam forte tendência a assumir a forma de íons livres na solução.

Demonstração1:

KCN

(aq)

K

+(aq)

+ CN

–(aq)

CN

–(aq)

+ H

+

OH

–

HCN

(aq)

+ H

+(aq)

Demonstração2:

NH

4

Cℓ

(aq)

NH

4+(aq)

+ Cℓ

–(aq)

NH

4+(aq)

+ H

+

OH

–

NH

4

OH

(aq)

+ OH

– (aq)

08 – (Vestibular Seriado 2º ano – UPE/2009) As afirmativas abaixo estão relacionadas à hidrólise do cianeto de sódio. Analise-as e conclua.

I II

0 0 O cátion sódio reage com moléculas de água, originando o hidróxido de sódio.

1 1 O ânion cianeto, ao reagir com moléculas de água, origina a hidroxila em meio aquoso.

2 2 O pH do meio torna-se ácido, pois o cátion sódio, ao reagir com moléculas de água, origina o hidroxônio. 3 3 O pH do meio aquoso é alcalino com um valor de pH superior a 5.

4 4 O ácido formado a partir da hidrólise é forte, o que torna o meio ácido com pH menor que 2.

09 – (UPE – Quí. I/2005) Para uma solução aquosa de nitrato de amônio, é correto afirmar que a) Há igual quantidade em mols de íons H3O1+ e OH1– na solução.

b) É maior a quantidade de íons OH1– do que de íons H3O1+ na solução.

c) Não há íons H3O1+ presentes na solução, só, íons OH1–.

d) Há maior quantidade de íons H3O1+ do que íons de OH1– na solução.

e) A quantidade de íons OH1– é duas vezes maior que a quantidade dos íons H3O1+ presentes na solução.

Ânion derivado de ácido fraco não tende a permanecer livre em solução. O CN– tende a assumir a forma de ácido molecular.

Hidrólise do ânion.

O HCN(aq) molecular

não ionizado não caracteriza acidez

na solução.

O cátion H+(aq)

caracteriza a acidez da solução.

Cátion derivado de base fraca não tende a permanecer livre em solução. O NH4+(aq) tende a assumir a forma de

base não dissociada.

Hidrólise do cátion. O NH4OH(aq) não ionizado não caracteriza basicidade na solução. O ânion OH– (aq) caracteriza a basicidade da solução.

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Propriedades dos Compostos Inorgânicos

10 – (UFPE – 1a fase/95) O azul de bromotimol é um indicador ácido–base, com faixa de viragem [6,0 – 7,6], que apresenta cor amarela em meio ácido e cor azul em meio básico. Considere os seguintes sistemas:

(I) Água pura (II) CH3COOH 1,0 M (III) NH4C 1,0 M

Assinale, na tabela abaixo, a coluna contendo as cores desses sistemas depois da adição de azul de bromotimol.

Sistema (a) (b) (c) (d) (e)

Água pura Verde Verde Verde Verde Azul

CH3COOH 1,0 M Amarelo Azul Amarelo Amarelo Amarelo

NH4C 1,0 M Azul Verde Verde Amarelo Azul

11 – (UFPE – 1a fase/97) Relacione os itens abaixo com os conceitos ácido, básico e neutro.

1) Uma coca-cola tem pH igual a 3

2) Um tablete de um anti-ácido dissolvido num copo d’água tem *OH–] = 10–5 M 3) Uma xícara de chá tem [H+] = 10–5 M

4) Uma solução que tem [H+] = [OH–]

a) 1 – básico, 2 – básico, 3 – ácido, 4 – neutro. d) 1 – ácido, 2 – neutro, 3 – básico, 4 – básico. b) 1 – ácido, 2 – básico, 3 – neutro, 4 – neutro. e) 1 – ácido, 2 – básico, 3 – ácido, 4 – neutro. c) 1 – neutro, 2 – ácido, 3 – básico, 4 – ácido.

12 – (ENEM/1998) O pH informa a acidez ou a basicidade de uma solução. A escala abaixo apresenta a natureza e o pH de algumas soluções e da água pura, a 25C.

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

ácido neutro básico

suco de limão saliva água pura clara de ovo sabão

Uma solução desconhecida estava sendo testada no laboratório por um grupo de alunos. Esses alunos decidiram que deveriam medir o pH dessa solução como um dos parâmetros escolhidos na identificação da solução. Os resultados obtidos estão na tabela abaixo.

Aluno Valor de pH Aluno Valor de pH

Carlos 4,5 Wagner 5,0

Gustavo 5,5 Renata 5,0

Simone 5,0 Rodrigo 5,5

Valéria 6,0 Augusta 5,0

Paulo 4,5 Eliane 5,5

Da solução testada pelos alunos, o professor retirou 100ml e adicionou água até completar 200ml de solução diluída. O próximo grupo de alunos a medir o pH deverá encontrar para o mesmo:

a) valores inferiores a 1,0. c) valores entre 5 e 7. e) sempre o valor 7. b) os mesmos valores. d) valores entre 5 e 3.

13 – (FESP – UPE/2006 – Quí.I) Considere os ácidos HX, HY e HZ e os valores 10–6, 10–8 e 10–10, que são, respectivamente, os valores numéricos das constantes de ionização desses ácidos. Admita que NaX, NaY e NaZ sejam sais derivados desses ácidos. Dissolvendo-se quantidades equimolares desses sais em três béqueres distintos, contendo a mesma quantidade de água destilada, o resultado será um das alternativas abaixo. Assinale-a.

a) O pH da solução contida no béquer, onde se dissolveu NaX, é próximo de 5. b) As hidrólises desses sais produzem meios com pH menor que 6.

c) O maior pH é o da solução resultante da hidrólise do sal NaZ.

d) A solução resultante da hidrólise do sal NaX é duas vezes mais ácida que a solução resultante da hidrólise do sal NaZ.