Equilíbrio Químico II

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Equilíbrio Químico II Equilíbrio Iônico

O equilíbrio iônico é um caso isolado de equilíbrio químico em que o sistema em estudo é uma solução aquosa contendo íons, em contato com moléculas ou compostos iônicos. Dependendo da quantidade de íons livres que a solução apresentar, ela pode ser classificada como eletrólito forte ou fraco. Existem vários tipos de equilíbrios iônicos, produzidos pela dissolução de eletrólitos fracos em água, e cada um desses equilíbrios recebe nomes específicos.

Constante de ionização dos ácidos e das bases (Ka e Kb)

Quando um ácido ou uma base fraca é adicionada na água, ocorre um equilíbrio entre íons e moléculas não ionizadas (ácidos) ou entre íons e aglomerados iônicos não dissociados (bases), que é chamada de constante de equilíbrio e é representada pela expressão de Ka e Kb:

 Ácido fraco: HA (aq)  H+

(aq) + A-(aq)

 Base fraca: BOH (aq)  B+

(aq) + OH-(aq)

 Quanto maior o valor da constante, maior a força do ácido ou da base. Exemplos:

Substâncias Equilíbrio Constante de ionização

Ácido acético CH3COOH  CH3COO- + H+ Ka = 1,75. 10-5

Ácido carbônico H2CO3  H+ + HCO3- Ka = 4,4. 10-7

Ácido cianídrico HCN  H+ + CN- Ka = 4,0. 10-10 Hidróxido de amônio NH4OH  NH4+ + OH- Kb = 1,8. 10-5

Lei da diluição de Ostwald

Para eletrólitos fracos (pequena quantidade de íons livres), a constante de ionização pode ser calculada pela expressão:

Onde: M = concentração molar (mol/L) inicial e α = grau de ionização.

Deslocamento de equilíbrios iônicos

 Efeito do íon comum: a adição de um íon já existente no equilíbrio o desloca para o lado da substância não ionizada ou dissociada.

   

 

   



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Lista de Exercícios  3os anos  Décio  maio/12

Química

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Exemplo: Equilíbrio existente numa solução aquosa de ácido acético CH3COOH  CH3COO- + H+

Se adicionarmos acetato de sódio (solúvel em água) a esse equilíbrio, teremos: NaCH3COO → Na+ + CH3COO

-No equilíbrio em estudo, temos um aumento da quantidade de íons CH3COO-

fazendo-os reagir com H+ e formando mais moléculas de ácido acético. Observações:

1. O grau de ionização do ácido diminui;

2. Ka ou Kb não se alteram, pois as constantes só dependem da temperatura; 3. A concentração dos íons H+ diminui.

 Efeito do íon não comum: a adição de um íon não comum ao equilíbrio pode o deslocar, desde que esse íon reaja com um dos participantes do equilíbrio.

Exemplo: Soluções aquosas de sais de cromato apresentam o íon cromato (CrO42-) de

cor amarela em equilíbrio com o íon dicromato (Cr2O72-) de cor laranja. O equilíbrio em

questão é representado pela equação:

2CrO42-(aq) + 2H+ (aq)  Cr2O72-(aq) + H2O(l)

amarelo laranja

Se adicionarmos NaOH (aq) a esse equilíbrio, teremos:

NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH-(aq)

No equilíbrio em estudo, predominará a cor amarela, pois o OH- da base reagirá com H+, formando água e o equilíbrio se deslocará para a esquerda, aumentando a quantidade de CrO42-.

Equilíbrio iônico da água (Kw)

A água é um eletrólito fraco. Em um litro de água existem aproximadamente 55,5 mols de moléculas a 25o C. Dessas, apenas 10-7 moléculas ionizam, produzindo 10-7 mols de H+ e 10-7 mols de OH-. A presença dos íons H+ e OH- se dá pela autoionização da água, que pode ser representada, simplificadamente, pelo equilíbrio:

H2O  H+ + OH

-Aplicando a expressão da constante, teremos

Como a concentração da água é constante, podemos inseri-la ao valor de K, obtendo uma nova constante que será representada por Kw e chamado de produto iônico da água,

que a 25oC tem o valor de 1,010-14

Quando se adiciona um ácido na água, seu equilíbrio iônico é afetado, pois aumenta a concentração de H+. Aumentando a concentração de H+ (maior que 10-7), a concentração de OH- diminui (menor que 10-7), e valor do Kw = 10-14 não muda.

Lembre-se de que o K só muda quando a temperatura é alterada.  Soluções ácidas: [H+

] >10-7 e [OH-] < 10-7 a 25oC;  Soluções básicas: [OH

-] >10-7 e [H+] < 10-7 a 25oC.

   





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A acidez ou basicidade de uma solução é determinada pela concentração de H+ ou OH-. No entanto, devido à dificuldade muito grande de se trabalhar com potências de dez e com números negativos, introduziram-se os conceitos de pH e pOH.

Por meio dos conceitos de pH, teremos:

Água pura ou solução neutra: [H+] = [OH-] pH = 7 Solução ácida: [H+] > [OH-] pH < 7 Solução básica: [H+] < [OH-] pH > 7

Hidrólise dos sais e constante de hidrólise

Equilíbrio que se estabelece entre o íon e moléculas de água, dando origem a um ácido ou uma base fraca.

Exemplos:

CH3COO- + H2O  CH3COOH + OH

-íon ácido fraco

NH4+ + H2O  NH4OH + H+

íon base fraca

Previsão da acidez ou basicidade de uma solução de sal

Equilíbrio de solubilidade (Ks ou Kps)

O equilíbrio é estabelecido entre uma solução saturada e o excesso de substância que não se dissolve.

Exemplo: AgCl(s)  Ag+ (aq) + Cl-(aq)

Como a concentração do sólido é constante, podemos inseri-la ao valor de K, obtendo uma nova constante que será representada por Ks ou Kps e é conhecida como produto de solubilidade.

pH = - log [H+]

pOH = - log [OH-] pH + pOH = 14





 







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 





   





Sal formado por um ácido fraco e uma base forte: solução básica; Sal formado por um ácido forte e uma base fraca: solução ácida; Sal formado por um ácido forte e uma base forte: solução neutra; Sal formado por um ácido fraco e uma base fraca;

Se Ka > Kb - solução ácida; Se Kb > Ka - solução básica; Se Ka = Kb - solução neutra.

4 Observações:

 A expressão do Kps para um sal qualquer que se dissocia de acordo com a reação AxBy(s)  xA+y(aq) + yB-x(aq), será:

 Quanto maior o valor do Kps, mais solúvel será a substância;

 Se o produto iônico for maior que o Kps, ocorrerá precipitação da substância;  Se o produto iônico for igual ao Kps, a solução formada será saturada;

 Se o produto iônico for menor que o Kps, a solução formada será insaturada.

Exercícios:

1) (UEL - adaptado) Segundo projeções da indústria sucroalcooleira, a produção de açúcar e álcool cresceria 50% até 2010, tendo em vista as demandas internacionais e o crescimento da tecnologia de fabricação de motores que funcionam com combustíveis flexíveis. Com isso, a cultura de cana-de-açúcar está se expandido, bem como o uso de adubos e defensivos agrícolas. Aliados a isso, está o problema da devastação das matas ciliares que tem acarretado impactos sobre os recursos hídricos das áreas adjacentes através do processo de lixiviação do solo. Além disso, no Brasil, cerca de 80% da cana-de-açúcar plantada é cortada a mão, sendo que o corte é precedido da queima da palha da planta.

A quantificação de metais nos sedimentos de córregos adjacentes às áreas de cultivo, bem como na atmosfera, é importante para reunir informações a respeito das consequências ambientais do cultivo da cana-de-açúcar.

Para extrair o cobre e o zinco do sedimento de córregos adjacentes à área de cultivo de cana-de-açúcar, utiliza-se uma mistura dos ácidos HCl, HNO3 e HF. Dado: Ka (HF) = 6, 80 × 10-4 mol/L.

Com base nos conhecimentos sobre o tema, é correto afirmar:

I. As substâncias cloreto de hidrogênio, ácido nítrico e ácido fluorídrico, quando dissolvidas em água, comportam-se como ácidos de Lewis.

II. O ácido nítrico, quando dissolvido em água, torna a concentração do íon H+ maior que 1 . 10-7 mol/L a 25 °C.

III. Uma solução de HCl de concentração 0, 1 mol/L possui pH maior que 7. IV. Ao adicionar HF em água, a reação de ionização não ocorre totalmente. Assinale a alternativa que contém todas as afirmativas corretas.

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

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2) (UEPG 2008) O "sangue do diabo" é um líquido vermelho que, quando derramado sobre a roupa, se descora após certo tempo. Ele é preparado pela adição do indicador fenolftaleína a uma solução de amônia em água.

A respeito dessa solução, assinale o que for correto.

(01) A reação de equilíbrio entre a água e a amônia é NH3 + H2O  NH4+ + OH

-(02) A amônia comporta-se como uma base de Lewis, porque ela doa um par de elétrons para a água.

(04) O "sangue do diabo" é vermelho porque a fenolftaleína em meio básico adquire coloração vermelha.

(08) A coloração vermelha desaparece porque, com o passar do tempo, a amônia se desprende na forma gasosa e o meio deixa de ser básico.

3) (CFTCE 2008) O ácido fórmico (HCHO2) é monoprótico fraco. Quando em solução, numa

concentração de 0,2 M, ele se encontra 3,2% ionizado. A constante de ionização do ácido e a concentração molar do íon H+ são respectivamente:

a) Ka = 2,05 × 10-4 e [H+] = 6,4 × 10-3 M b) Ka = 6,4 × 10-3 e [H+] = 5,0 × 10-5 M c) Ka = 1,8 × 10-5 e [H+] =3,2 ×10-3 M d) Ka = 1,8 ×10-5 e [H+] = 6,4 ×10-3 M e) Ka = 2,05 × 10-3 e [H+] = 6,4 × 10-4 M

4) (UFAL) Numa solução aquosa contendo nitrato de prata (AgNO3) e amônia (NH3) existem os

equilíbrios:

NH3(g) + H2O(l)  NH3(aq)  NH4+ (aq) + OH-(aq)

Ag+ (aq) + 2NH3(aq) Ag (NH3)2+ (aq)

Sendo assim, para precipitar, sob a forma de AgCl, praticamente todo o Ag+ de uma solução aquosa de AgNO3 pode-se utilizar solução aquosa contendo

a) somente NaCl. b) somente NH4Cl.

c) uma mistura de NaCl e NH4Cl.

d) uma mistura de NaCl e NH3.

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5) (UECE 2008) O conceito de pH foi introduzido na química pelo químico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen, em 1909, para facilitar a caracterização da acidez de uma substância. Assinale a alternativa que contém o pH da solução que se obtém ao ser feita a dissolução de 5,6 g de KOH em um litro de água.

a) 1,0 b) 3,0 c) 11,0 d) 13,0

6) (UEL 2008) O planeta Marte possui montanhas de até 26 mil metros de altura. Já a Terra, a sua superfície (rocha) foi desgastada por um fenômeno complexo que envolve processos mecânicos e reações químicas, denominado intemperismo. Uma reação química que provoca este desgaste é a hidrólise que usa a água da chuva. A hidrólise dos minerais Magnesita (MgCO3) e Forsterita

(Mg2SiO4), em condições neutra (N), fracamente ácida (FrA) e fortemente ácida (FoA), é

representada na tabela. Dados - Constantes de ionização:

H2CO3(aq)  H+ + HCO3- (Ka = 4, 5 × 10-7) HCO3-(aq)  H+ + CO32-(Ka = 5, 6 × 10-11)

Considerando o texto e seus conhecimentos sobre as equações químicas descritas na tabela, analise as afirmativas.

I. Nas reações de hidrólise da Magnesita e Forsterita, em condição neutra, ocorre a formação do íon hidroxila, pois se trata da hidrólise de sais cuja composição é de base forte e ácido fraco. II. Nas reações de hidrólise da Magnesita e Forsterita em condição fortemente ácida, o íon H+

pode estar representando o ácido sulfúrico.

III. O intemperismo da Magnesita ocorre devido à reação entre os íons CO32- e H+, formando o íon

HCO3-, que é bastante estável em água à temperatura ambiente.

IV. Quando a chuva com pH = 5,7, devido principalmente à absorção de CO2 atmosférico, cai

sobre a rocha do mineral Forsterita, seu pH torna-se menor que 5,7.

Assinale a alternativa que contém todas as afirmativas corretas. a) I e III.

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

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7) (UFAL) As proposições abaixo se referem ao EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE em solução aquosa. Assinale verdadeiro ou falso:

( ) O papel de tornassol azul ficará vermelho se for mergulhado em uma solução em que [H+] = 10-12 mol/L.

( ) Numa solução neutra, a 25°C, o pH vale zero. ( ) Al2(SO4)3 é sal de propriedades ácidas

( ) Uma suspensão de cal hidratada em água pode tornar-se límpida com a adição de HCl(aq). ( ) A neutralização de 10 mL de solução de NaOH 1,0 mol/L requer, no mínimo, 20 mL de solução de H2SO4 2,0 mo/L.

8) (UFJF) O esmalte do dente é constituído por um material muito pouco solúvel em água e cujo principal componente é a hidroxiapatita, Ca5(PO4)3OH. Quando o ser humano atinge a fase adulta,

pode ocorrer tanto o processo de desmineralização quanto o de mineralização dos dentes. A equação a seguir representa os processos mencionados em equilíbrio:

Baseando-se nas informações acima, indique qual das espécies adiante promoveria a deterioração do dente: a) Ca(OH)2 b) OH -c) H+ d) KOH e) Ca3(PO4)2

9) (Cesgranrio) Em ecossistemas terrestres, muito do fósforo disponível se movimenta num ciclo fechado entre os organismos vivos e detritos orgânicos no solo. Fosfato (PO43-) é a única forma

inorgânica importante nesse ciclo. Micro-organismos no solo quebram esses resíduos e outras substâncias orgânicas, assim liberando o fosfato, que é apreendido por plantas e passado adiante novamente quando essas morrem e são decompostas. Os solos diferem em relação à quantidade de fósforo que contêm, e, em alguns solos pobres neste elemento, quase todo o fósforo disponível reside em organismos vivos e em detritos orgânicos.

Considere o fosfato presente num solo sendo transformado em ácido fosfórico (H3PO4) e a análise

do ácido fosfórico por solução-padrão de hidróxido de sódio. Reações que ocorrem:

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Considere, ainda, a curva de neutralização do ácido fosfórico com a variação do pH a cada adição de solução de NaOH:

A respeito do que ocorre nessa análise, e considerando as informações fornecidas, está INCORRETO afirmar que:

a) na adição de 25 mL de solução de NaOH ocorre a reação estequiométrica representada pela equação I.

b) na adição de 50 mL de solução de NaOH ocorrem as reações estequiométricas representadas pelas equações I e II.

c) na adição de 75 mL de solução de NaOH ocorrem as reações estequiométricas representadas pelas equações I, II e III.

d) o volume de solução de NaOH gasto na 1ª reação é exatamente igual ao gasto na 2ª reação. e) as 3 reações só se completam com a adição de exatamente 150mL de solução de NaOH.

10) (UFAM) O cafezinho é consumido por milhões de brasileiros. Sabendo-se que no cafezinho a concentração molar de íons H+ é 1,0. 10-5mol/L, o seu pOH a 25°C e o caráter do meio são respectivamente: a) 7; neutro. b) 5; ácido. c) 9; básico. d) 5; básico. e) 9; ácido.

11) (FUVEST) Entre os líquidos da tabela adiante, tem caráter ácido apenas:

a) o leite e a lágrima. b) a água de lavadeira.

c) o café preparado e a coca-cola.

d) a água do mar e a água de lavadeira. e) a coca-cola.

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12) (UFRR) Juntando 1,0 litro de uma solução aquosa de HCl com pH = 1,0 a 10,0 litros de uma solução aquosa de HCl com pH = 6,0, qual das opções a seguir contém o valor de pH que mais se aproxima do pH da mistura obtida?

a) pH = 0,6. b) pH = 1,0. c) pH = 2,0. d) pH = 3,5. e) pH = 6,0.

13) (UFMG) Ao ser solicitado para classificar soluções aquosas de algumas substâncias de acordo com o seu pH, um estudante construiu o seguinte quadro que está representado na figura adiante.

O número de erros cometidos pelo estudante, nessa classificação, foi a) 4

b) 3 c) 2 d) 1 e) 0

14) (UFPE) Se adicionarmos um pouco de cloreto de cálcio, CaCl2, a uma solução saturada de

hidróxido de cálcio, Ca (OH)2, podemos afirmar que:

(1) ocorrerá um aumento do pH desta solução. (2) ocorrerá uma diminuição do pH desta solução. (3) não ocorrerá alteração no pH.

(4) ocorrerá precipitação de Ca(OH)2.

Está(ão) correta(s) apenas a(s) afirmativa(s): a) 3 e 4

b) 1 c) 2 d) 3 e) 2 e 4

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15) (UFPEL 2006) A qualidade do leite é avaliada através de análises específicas envolvendo a determinação de densidade, teor de gordura, rancidez, acidez e presença de substâncias estranhas usadas para o conservar ou mascarar a adição de água a ele. A tabela a seguir mostra alguns materiais que já foram encontrados no leite e suas funções fraudulentas.

O formaldeído ou metanal é um gás incolor, com odor irritante e altamente tóxico. Quando em solução aquosa a 40% é conhecido como formol que, também, é utilizado como desinfetante. Dessa forma, o formaldeído tem a propriedade de destruir micro-organismos. O bicarbonato de sódio reage com o ácido lático de acordo com a equação:

NaHCO3(aq) + H3C - CHOH - COOH(aq)  H3C - CHOH - COONa(aq) + H2O(l) + CO2 (g)

LISBÔA, J.C.F. e BOSSOLANI, M. Experiências Lácteas. In "Química Nova na Escola"; no 6, 1997. [adapt.]

O bicarbonato de sódio é capaz de _________ a acidez do leite em estágio de deterioração porque seu _________ sofre _________ formando íons _________.

Assinale a alternativa com as palavras que completam, respectiva e corretamente, os espaços no parágrafo apresentado

a) neutralizar; cátion; hidrólise; H+. b) aumentar; ânion; hidratação; OH-. c) diminuir; cátion; hidratação; H+. d) neutralizar; ânion; hidrólise; OH-. e) neutralizar; ânion; redução; H-.

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16) (PUCRS 2006) O glutamato de sódio, representado a seguir, é usado na indústria alimentícia para realçar o sabor dos alimentos. Acredita-se que sua atividade induz a um aumento de salivação, o qual produz uma maior sensibilidade da língua aos sabores.

Com base na fórmula do glutamato de sódio, conclui-se que:

a) O ácido glutâmico que lhe dá origem é um composto de função mista que apresenta as funções orgânicas amina e ácido carboxílico.

b) O glutamato de sódio apresenta exclusivamente ligações químicas covalentes polares entre seus átomos.

c) A hidrólise do glutamato de sódio resulta em uma solução com pH menor do que 7. d) Uma solução aquosa de glutamato de sódio não é condutora de corrente elétrica. e) O glutamato de sódio é insolúvel em água e apresenta ponto de fusão baixo.

17) (PUCSP 2006) Dados: solubilidade do BaSO4 = 1.10-10 mol.L-1, solubilidade do CaSO4 = 2,4.10-5,

mol.L-1, solubilidade do MgCO3 = 1.10-15 mol.L-1, solubilidade do Mg(OH)2 = 8,9.10-12 mol.L-1,

solubilidade do NaCl = 6,5 mol.L-1.

Foram realizados 4 experimentos independentes, sendo misturados volumes iguais de soluções aquosas dos compostos indicados nas concentrações especificadas a seguir.

Experimento 1: BaCl2(aq) 1,0.10-3mol.L-1 e Na2SO4(aq) 1,0.10-3mol.L-1

Experimento 2: CaCl2(aq) 6,0.10-3mol.L-1 e Na2SO4(aq) 1,0.10-2mol.L-1

Experimento 3: MgCl2(aq) 1,0.10-2mol.L-1 e Na2CO3(aq) 3,0.10-3mol.L-1

Experimento 4: MgCl2(aq) 8,0.10-4mol.L-1 e NaOH(aq) 8,0.10-4mol.L-1

Houve formação de precipitado: a) somente nos experimentos 1, 3 e 4. b) somente nos experimentos 2 e 4. c) somente nos experimentos 1 e 4. d) somente nos experimentos 1, 2 e 3. e) em todos os experimentos.

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18) (UFPR 2007) Os sais de bário, especialmente o sulfato de bário, quando aplicados por via oral e devido à sua baixa solubilidade (Kps = 1 . 10-10), aumentam o contraste para os raios-X, no diagnóstico médico do sistema digestivo. Considerando-se que foram reagidos 7 . 10-5 moles de BaCl2 com quantidade equivalente de Na2SO4, em água destilada suficiente para completar

1000 mL, calcule a massa de BaSO4 produzida, se o precipitado for filtrado e secado.

a) 16,3 mg b) 163 mg c) 14 mg d) 2,33 mg e) 23,3 mg

19) (UFSC 2009) Na identificação do íon prata, uma reação química bastante utilizada é sua precipitação com cloreto, formando um precipitado branco de cloreto de prata. Em seguida, o precipitado é dissolvido utilizando-se uma solução aquosa de amônia, formando um íon complexo. O processo é descrito pelos seguintes equilíbrios:

Equilíbrio 1: Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s) Kps = 1,6.10-10

Equilíbrio 2: AgCl(s) +2NH3(aq)  [Ag(NH3)2] +(aq) + Cl-(aq)

Com base nas informações acima e nos seus conhecimentos sobre o assunto, assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S).

(01) O valor de Kps apresentado pelo equilíbrio (1) indica que se o produto [Ag+].[Cl-] for maior ou igual a 1,6.10-10 haverá formação de precipitado.

(02) No equilíbrio (2) a amônia é uma base de Lewis, pois doa um par de elétrons para o íon prata. (04) A adição de Ag+ desloca o equilíbrio (1) no sentido da formação do produto, segundo o

princípio de Le Chatelier.

(08) Uma solução aquosa de amônia pode ser representada por: NH3 + H2O NH4OH, sendo o

NH4OH um ácido, segundo a definição de Arrhenius.

(16) A adição de NH3 ao equilíbrio (2) diminui a solubilidade do AgCl(s) em água.

(32) A equação global obtida combinando-se os equilíbrios (1) e (2) é dada por: Ag+(aq) + Cl-(aq)  [Ag(NH3) 2] +(aq) + Cl-(aq).

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20) (Unifesp 2008) O nitrito de sódio, NaNO2, é um dos aditivos mais utilizados na conservação de

alimentos. É um excelente agente antimicrobiano e está presente em quase todos os alimentos industrializados à base de carne, tais como presuntos, mortadelas, salames, entre outros. Alguns estudos indicam que a ingestão desse aditivo pode proporcionar a formação no estômago de ácido nitroso e este desencadear a formação de metabólitos carcinogênicos.

Dada a constante de hidrólise: Kh = Kw/Ka e considerando as constantes de equilíbrio Ka (HNO2) = 5 . 10-4 e Kw = 1 . 10-14, a 25 °C, o pH de uma solução aquosa de nitrito de sódio

5 . 10-2 mol/L nesta mesma temperatura tem valor aproximadamente igual a a) 10.

b) 8. c) 6. d) 4. e) 2.

14 GABARITO 1) D 2) 1, 2, 4, 8. 3) A - CH2O2  CHO2- + H+ Início 0,2 M ---- --- Reage 6,4.10-3 M 6,4.10-3 M 6,4.10-3 M Equilíbrio 0,2 M 6,4.10-3 M 6,4.10-3 M

4) A - A dissociação do NaCl (alta dissociação) fornece íons cloreto que reagem com a prata formando cloreto de prata, e o íon sódio é inerte a este equilíbrio.

5) D- 1mol KOH---56g

x---5,6g, portanto x= 0,1mol

KOH  K+ + OH

-0,1 0,1 0,1

[OH-] = 1x 10 -1 mol/L, então o pOH = 1 e, como pH + pOH = 14, temos que pH = 13. 6) D

7) F: esta concentração de íons H+ é menor que 10-7 mol/L o que indica uma solução básica F: pH vale 7 numa solução neutra [H+] =[OH-]=10-7

V: o ácido sulfúrico que o formou é forte enquanto o hidróxido de alumínio é base fraca, sendo assim ocorre hidrólise do íon alumínio.

V: correto, porque forma cloreto de cálcio, sal solúvel. F: 2 NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2H2O

1L --- 1 mol NaOH 1L ---2 mol H2SO4

0,01 L--- 0,01 mol 0,02L---0,04 mol

1x 10-2 mols de OH- 2x 4 x 10-2 mol de H+ 10 mL 20 mL

Portanto não se neutralizam.

8) C - Pois os íons H+ reagiriam com o OH- formando água, e o equilíbrio seria deslocado para o lado dos produtos, resultando desmineralização.

9) E

10) E - pH= - log [H+] pH = 5 como pH + pOH =14 temos 5 + pOH = 14 pOH = 9. 11) C - As concentrações de H+ são maiores que 10-7 mol/L.

12) C - A concentração de íons H+ da solução com pH = 6 é muito baixa em relação à anterior. Embora existam íons, consideramos a concentração significativa da primeira em 11 L de solução final. 13) C - Na primeira coluna, o ácido acético tem pH < 7 e na segunda coluna, bicarbonato de sódio tem

pH > 7

14) E - As afirmativas 2 e 4 estão corretas porque o acréscimo do íon comum Ca2+ à solução provocará um deslocamento de equilíbrio para o lado dos reagentes (formação de Ca(OH)2) diminuindo o pH

e provocando alguma precipitação, pois o Ca(OH)2 é pouco solúvel.

15) D 16) A 17) A 18) C 19) 01, 02, 04 20) B

Z:\editoracao\2012\Ped2012\Química\Lista de exercícios - Equilíbrio iônico-3C.docx

M 2,05.10 ,2 0 ) (6,4.10 K -4 2 -3  