210 Undôde 5 - Os íons no âquríbÍiô

Considere um recipiente contendo águapüra. Aágua, como sabemos, é formadapormoÌérulas HrO.

Mds, sení que a ógua só ë íormada por

Não, pois as moléculas no líquido es-tão em constante movimento; por isso, élógico espeíar que ocoÍarn entre elas osmais variâdos tipos de colisões. Quandoduas dessas moléculas colidem com orien-tação adequada e com suficiente energìa,ocorre uma ransferêncìa de próton (H')de uma para outra molécula. Essa transfe-rência pode ser representada assjm:

HzO+HrO-HrO'+OH(ion hidrôúio) (ion hidróxìdo)

Copílulo 2O meio oguoso

Aocidezeobosicidode

w,';,,H,o'

Veja, então, qüe houve a formação de íons. PoÌ isso, chamamos esse processo de ionlzação ds águ!1. Os íons formados sofrem atração e reagem, Íegenerando as moléculas deágua. Desse modo, chegâmos ao equllíbrio:

H,O+H,O=H3O"+OH

Então, a água é constìtuida por moÌéculâs HrO e por íons HrO _ e OH .

0 íon Hj0'nlda ÍBis é que um p.ólon {il')hidhtado. frpeiências, contudo, moslram que 0 gmu dehidmtaçã0 do pÌólon ó muito ÌÌEior.ohssn, dois

'nodrlos do lon ìiddnio H!0i:

Como o ion HrO' nada mais é que um próton (H*) hidraúado, Dodemos fazer umasimplificação na €quaçâo da ionização:

H,O + ,HrO' + OH

H. . H10

(equação simplificada)

Como se traía de um eqÌrìlíbrio iônico, pod€mos estâb€lecer, para a ionização da água,a suâ conÍante de ionização (Xr):

H,O + H*+OH

c"pÍt,|" 2 - o mêìô "q,.."

211

Para lL de água, a massa ó de apÍoximadamente I 000 g. Como a ionização se dá ap€-nas com aÌgumas moìéculas HrO, podemos dizer que essa massa corresponde somente àsmoléculâs.

Então:

55,5 moÌ + tH,ol = 55,ifl"1 = 55,5 M

Desse modo, para a água pura e soluções diluidas, consideramos a concentração deH2O constante:

lH,Ol = 5s,5 M (constaÌÌte)

Retomando a expressão da constante de ionização Xr, temos:

+ H-fi

I 000

lH-l loH-lIH,o]

+ K, . [H,o] = [H+] [oH-]

A nova constante KN recebe o noÌÌ-e de prcduto iônìco da ágús.

Examìnando a equaçâo:

H,O+H'+OH,

você peÍcebe que a cada ion H* corresponde um íon OH . Isso significa que tais ions estãopresentes na âgua nâ propoÍção cle I : I e, portanto, as suas concentrações sâo iguais.

lH. l = IoH-l + K- = [H.] [oH ] + K- - IH. l lH+l + K-: [Hr] ,

212 unid.d.5 os íons noéquilibto quimico

De acordo com métodos experimentais para adeterminação Ìrumérica d€ K", ficou estabelecido quea 20'C seu valor é sensiveÌmente igLral a l0-r4. Note,no entânto, que o valor de K"€Íá na dependêncja datemperatuÌa, pois, à medida que aumenta a tempeÍâ-tura, as moléculas de HlO passam a ter uma erergiaciDética maior. Com isso, torna-se maìs intenso oprocesso da ionização e, conseqüentemente, há umaìrmento das concertrações dos iorìs H'e OH .

observe a tabela ao lado:

Note qu€, à medida qlÌe aumenta a temperaturâ,

â conslante X.também aumenta.Logo, para a ágüa a 20'C, temos:

K* = 10 ' ' * K" = [H+]: +

= ,0, , = 1H.1, + lH' l = vïdÍ _

como lH' l = [oH ], t€mos:

Assim, podemos dizeÍ que:

Mas, e se a ágüa não for pura?Dependendo da sübstância que é dissolvida na águâ, pode ocorrer ou não alteração nas

concentrações de H ' e OH . Desse modo, pode acontecer o seguinte:

. Se a concentração de H * sofÍe um aüm€nto, é sinal que a substância, ao ser dissolvida nâágua, sofre ionização produzindo íons H'. Nesse caso, a solüção formada ê ácída. CoÍt1oos ions H* € OH- estão em equilíbrio com as moléculas HzO:

H,O = H.+OH,

então o aumento dos ions H* pÍovoca um deslocamento para a esquerda. Em conseqüência, há uma diminuição dos íorÌs OH , de modo que o produto das con€entraçõesdesses íons continua constante:

0, l l . 10 11

0,8E 10 *

t ,0 l . r0 "5,50 . 10 ' |4

19,00 . 10 *

48,00 l0- ' '

Ì4-

lH. l loH I = K,, : l0- ' "

capiiúo 2 o meio âquôsô 213

Enlão, temos:

lH I = l0 I moÌ.{-Asua pura (meio neutro) ] IOH l= 10rÌnoL/L + tH. l = IOH l

i iH. l toH I = ro '

I lH.] > 10 '-ol,rSolução ácida (meio ácido) J loH l<10'mol/L + [H.] >[oH ]

lH. l loH I : l0 i4t _ '_

. Se a concentração de OH sofre um aumento, é sinâl que a subslância dissolvida sofre io-nização lìbertando ions OH . Nesse caso, remos uma solução ,ásicí. Mas, lembre,se deque, devido ao deslocamento do equilibrio, se a concentração de OH aumenta) a con,centração de H- diminui. Com isso, o produto de ambas as conc€nrrações mantém,se

[H.] loH I = K" = r0- I

I LH l< l0 moltSoluçáo ba.ica {meìo bà' ico) 1 LoH , > l0 mol | - tH t< IOH l

LIH lLoH r - lo '. Se as concentÌações dos ions Hr € OH não sofrem alterâção, é sinal que a substância

dissolvida não sofre ionização ou, €ntão, que o proc€sso de ionização sofrido p€la substâncìa Íesulta em ions que nâo sejam nem H'nem OH . Nesse caso, a solução foÌmadaco[tintJ sendo meio neutro.

Assim, podemos concluir que:

4.:lsvatut!,o,u,eat+,*t.c-:,4!o.toú-*;.lrr;!!;! .W.ú!u:''F,:.:,,,.._9.4..:;",,,;,,,Agorâ, você pode compÍeender que o valor da conceÍtração dos ions H* de uma solu,

ção constitui um critério bastante satisfatório paÍa a determinação daacidez, basicidade oÌrneutraÌidade do meio.

Resumindo, temos:

t0 4 7 ì0 3 t0 ! t0 ì010 r ' 10 r , t0 Í

i i10 ' r10

i3t0í ,10 ' i10

1Í t0r 10 r 10 i 10i 10{ l0 110 310, t0 I 10.t t i i i i t i

t0 i r10j1t0 r t0 1r10,110 i ,10 r l0rr10 i r10 r t0 i r10 r t0 [ ]0 1110

rl\-_ ,, _i pnÍa qus0 prodúrocon. lL'":'T!I" j

lH ' l >r0 ,[oH ]< 10 l

Ir1. l < t0 l

loH l>ro ' .

214 Undôde 5 os Íons no êquilbÍio químico

A confÍibuiçco de sôÍensenUma maneira mais prática de hdicaÍ a acidez ou a basicidade de um meio foi propoÍ.

pelo quimìco dinamarquês Pet€r Lauritz Sõrenser, através do uso de loga{itmos. Surge, âssim, uma nova grandeza: o poíencial.

Potenciol hidrogsniônicoPotencial hidrogeniônico, representado por pH, é o logaritmo decimâl do inverso da

concentração molar dos íons H':

pH - loe HT - pH- - lo8lH I

Potonciol hidÍoxiliônicoPotencial hidroxiliônico, representado por pOH, é o logaÍilmo decimal do inverso da

concenúaçâo molar dos íons OH :

pOH lop rOL I

é pOH - - los IOH I

UAo lerrno ,

[H.] = IoHl= 10' ' rnol /L

pn = roe Eh

= r.g ì- = loelor = 7

poH = los lõàJ

= ,or ;-- = log ror = 7

Loso: F. t t=? e poH =7

Meio ácido

lH. l > l0 re [oH ]< 10 I

oH = roe 1"f = loc>+= <7

poH = log lo;J

= loc< t0-7 >7

Logo: . pH <7 . e

lH.l < l0 'e [oH-]> l0 ' ipH = roe

6h = roe .{= > I

poH = los 1of,1 = r"e;fr- < z

Loeo: pH > 7

capitúo 2 o meio âqu6o 215

Os químicos em laboÍatórios dispõemde aparelhos que medem a condutividadeelétrica das soÌuções. Esses aparelhos apre-seltam üma escala que fomece diretamenteo valor do pH das solnções. Tâis âparelhossão denominados p?agâm e I ros QtH meí ros\.

Resumindo, temos:

13 t4

t4 13 t2 11 10 I 8 / ô 5 { 3 2 1 0l i i i r l i

i il pÌr . útl

l { t4 t { l { 14 l { r1 14 ì4 14 t4 l4 14 t{ l {

íÌpH<7 fi";"-l]poH>7 l f t t l !1

pH>/p0H<7

ote que, p.Ía quâlqun meio, a soÌna pH + potl ó sBmpuiqual.14, à tompoÍatun amhienre 120. CÌ.

ffii ËxercÍcios resorvdosÊR7ì Calcular o pH de um meio cuiã conc€ntrãção hìdroseniônicã é de 0,Ol mot/l.

EB8ì Oual é o pOH de uma solução cuja concentração hidroxiliônica é ds O,l mol/t?

oon = roo ,fr = ros ì;= = ros ro = r

[H+] = o,o1 = 1o 'z

loH-l = 0,1 = 10 ,

Respost.: pOH : 1

EBg) Detemìnãf o pH de uma solução que ãprêsênta IOH ] = 10 3 motL.

loH I 10 s pon ros +E los ros 8Como pH + pOH = 14, vem:pH=6

Rosposta: pH = 6.

0 7 I I t0

216 unidâdê 5 - os rons no eouirÍbio ourmico

ER1Oì Umê solução aprcsenta concêntração hidrogeniônica igual a 10 rr mol/1. Oual é o seupoH?

lH. l = lo i l pH =

Como pH + pOH = 14. vem:poH=3

Rêspostá: pOH = 3.

log 1()- = log ìOrr : 1 l

ERl1) A concenÍação dê íons H+ de uma solução é de O,O2 mol/l.

[H*] = o,o2 = 2. 1o-2 pH = "n zL^- = nn I

Como pH + pOH = 14, vem:pOH = 12,3

R€sposta: pOH = 12,3.

EB12ì Temos uma solução o,o4 M d€ HCl. Descobir o pH e o pOH dessa solução

.,

1024

ffiffiÌ- M . tõ;flt

o,a M 0,a M o,8 M'-==.:L----'

Lr = 1oo% |

f f i *E-E

Então:

lH+l = o,o4 = 4. ]O- ' !

pH = log a.1Or- =lo9

pOH = 14 1,4 : 12,6

,,t

= lo9' lO,- log 4 = pH = 1,4

2 0,6

Rêspo3râ: pH = l ,4epoH = 12,6.

ERl3) Prêpârs:sê umã solugão O,8 M de NãOH. DescobÍìr o pH ê o pOH dessa solução.

Determinãr o sêu pOH,

: log 1O2 - log 2 = 1,7

2 0,3

capíÌuro 2 o meio âqloso 217

Então:

loHl=0,8=8.1Oi

pOH - los o _ì- log 1O- log I

- pOH = O.'l

\ - ! !+

1 0,9pH = 14-O,1 = 13,9

Besposta: pH = 13,9 e pOH = O,1.

ER14l Umâ solução de ácido acótico (HAc) é prêpaÍada de talmodo quê seja O,OO4 M. DetemÈnar o pH e o pOH dessa solução, sabendo que o ácido se encontra 25% ionizado.

lEA.rì- E. l {

4.1O-3 4.rc1.^2L

Então:

[H.] = 4. 1O-r 1Oã = rO.

pH = log 10r loglO'=3 + pH 3

poH = 14-3 =' , l ' , l

Bêspost. : pH:3epOH = 11.

ERl5) Temos uma solucão 0,05 M de ácido acético (HAcÌ. Cãlcular o pH ê o pOH dessa sotução, sabendo que â constantê dê ionização do ácìdo ê 2 . 'tO 5.

2.10-ò- O.O5,/ - , . - -" À; 4.104+o 2.1o2-úe._2%

- [FÌ9 + ac

Então:lH+l = o,05 2. 1O-2= 1o3 mot/L

pH = los ìõ= =3

B€sposta: pH : 3epOH ='11.

|:'r!çidI

25100

o,o5 M o,o5. 2. 10 2M

218 U.dède s os rons no squ"bno qu'm.o

0s poliücidosQuando temos uma solução de um poliácido (ácido com 2 ou mais hidrogênios ionizá-

veis), o cálculo do pH deve ser feilo levando-se em conta a força do ácido. Desse modo,

Poliócido ÍrocoPara um poliácido fíaco, levamos em conta a concenlÍação dos ions H'provenientes

da primeira etapa de ionização, pois as etapas seguintes originam ions H* em quantidadesdesprezíveis em reÌação à daprimeira etapa. Então, tudo se passa como se o ácido apÍesentass€ âpenas um hidrogênio ionizáveÌ.

Obsefte o pÍobÌema:CalcuÌar o pH de uma solüção 0,1 M de ácido suÌfídrico (H?S), sabendo que a constan.

le de ionizaçào dâ pr imeira erapa è i8ual a I l0 - .

R€solução: H,s +

M(l , )

H'+HS

concentraçôes no equ ibno

*. - I , j " - K" Mo + t r0- r0 o ' , o-- r0ó = o ro '

[H.] = Ma = l0-r ' lo r = l0 4

I L.^,pH - ìoc lH l - l.r Ì i . los I0' - 4

Logo, pH = 4.

Poliócido ÍoÍtePara um polìácido forte,

. Monoácido forte:

HNOr - H'+ NO;

MMM

d€vemos considerar â ionização total (d% = 100q0).

. Diácido forte:

H,SOI - 2H. + SO-

M 2M M

-Drodlz--

Desse

Observe o problema:AchaÌ o pH de uma soÌuçao 0,02 M de àcido suÌfúÌico (H,SOa).

Resolução:

H,SOa - 2H. + SO:

0,02 2 ,0.42

lH. l =2 0,02:0,04 = 4 lo '?

pH - log - ' - - log - : -- Iog l0 ' los44.Ìu. * _:_

; ;Logo, PH = 2-0,6 = 1,4.

câpíturo2_omsioêquGo 219

f,A3t Quâlé o pH e o pOH de ma solugão 3 . l0 aMde (OH?

[A]ó) Considere as soluçoes abaixo e €hule o pH e opOH de câda uma deÌas:soÌução Ar 0,012 M de HCIolü9eo B: 5 10 r M de HNOrblugãoC2,5. l0 rMdeNaOH

solução D: 0,0036 M de KOH

EA3?) Qual é 0 pH de una solüçao 0,5 M de ácido aceri-co, sabeido que 0 sÌaü de ionizaçãô do ácido éde 20170?

f,A3S) Tenos una solüÉo 1,2 M de HNO:. Sabendo queo gÌaü de iodzação dest ácido ia soluÉo é 0,05,delemine o pH e õ conenlraqoes hidÌoseniônicae hidÍordliônica.

I"{39) Teúos una solução 0,08 M de NHTOH. Derúmineo pH dessa solução, saheado que a bâÉ sc enonüa

EA40) Calcule o pH e o pOH das $lu9..s:soÌução I: 0,02 M de HCN 1,5% ionizadosolüção II: 1,4 M de NHaOH 3q0 dìssociadosolüção III: 0,1 M d€ HAc l0q0 ionizâdo

I"{41) A mnsranre de ioDnaçào de HCIO é 3 . 10-3. DeteÌnine o pH de üna soluçào 0,75 M dessr ácido.

E{42) Calcule o pH de uma solução de HClo,, sabeid0qüe a constank de ionização é 10-r e que o ácido seenmntm l0% ionizado.

[443) Prelâ!â-se unrâ soÌução 0,8 M de hiúóxido deanônio. DeteÍmine o DH da solugâo, sabendo quea consrãnte dã bale é 2 . l0-).

EA44) A co!ímle de disociação do hidóxido de etilamônio (c:Hrì,lHroH) é 6 . l0 1. Derennine opH dÈ uma solução 1,5 M dessa bas.

ãÊffi Fxercíc,bs de tixaçõo WNos exercícios á s6gun, considere log 1,2= 0,10; log 2 = 0,30; tog 3 = 0.47; tog 5= O,7O; tog 5,4=0,73 e

rog I = 0,90.ÊFg) Um ceÌto monoácido apresenta consrante 1,8 . 10 7. Câtcute o pH de uma sotucão des,

sê ácido, sabendo que se encontÍa 3 . 1O z o/a ionizado.

EFIO) A constânte de ionizacão de um monoácido é 5 . 10 e. Determine o pH dê uma sotucão0.5 lú desse ácido.

ffi fxercíclos de oqendizogem {WNos exercicios a s€suir, considen log 2 = 0.30i Ìog 3 = 0,4? elos 5 = 0,?0.

f,A2s) Quâl é o pH de m meio cüja conce Eçao hidlo'seniônica é de 0,001 nol4,?

f,42ó) DeÌerÍnine o pH de uma soìüção eÍ quer

lH'l = 0,000, notl?

DA27) Calcule o pOH de umâ soÌüçâo qüe apEsnlaloH I = 0,0r mot{,.

EA2E) DesobÌa o pOH das sgúnts slüçoes:solugão Â: [oH ] = 0,0001 oolrtolDção D: [oH-] = 0,ü10001 moI/Lsôlução c: [OH ] = l0 ro rnol,Lsolugão D: loH I = l0 ó no,r

EA29) Qual é o pH de um neio cujâ conce râÉo hidÌon-Ìiônica è de 0,m01 mol/I,?

[430) Caìcuk o pH dos ssuinl€s meios:meio A: [oH ] = t0 !noì/Xmeio Br [oH ] = 0,01 moL/Ì,

I-{11) A conc€rtração de ions H* de unâ blugão é del0 r? nìol{-. calcìle o reu poH.

EA32) Detonine o poH dâs soluÉes:soluçào I: [H.] = 0,0001rnotlsolução Il: [H'] = l0 I nolÌ,

lA33) CaÌcuk o pH e o DOH d6 Rsuinles soÌuçõs;soluçãoÂ: [H'] = 0.05 mollsoìüção B: IH'l = 0,006 noì,LsoìüÉoc ÍoH l= 0,08mot ' ] ,soÌu9ão D: [oH ] = 0,00012 moYLsolugão [: [H'] = 9 lo-anolil-solução t [OH ] = 1,8. lP ?mol,ll

f,434) Calcuh o pH e 0 pOH de una solü9ão 0,01 M deHNO3.

Unldadë 5 os Íond noequirbÍio quÍmico

Efll) A constante de ionização dê uma monobãsê é 4,5 IO ô Descubra o pH de uma soluçãoO,O45 Ìú dessa base.

EF12) Preoarc se u ma solução dê cena monobasê Sãbendo que o pH des$ solução é 1 o e quea base se enconÍa 2,5% dissociada, descubÍa a molâidade da solução

EFl3ì I emos Lrma solucã o de umd monobase 2 lO r% dissociãda Calcule o pl l dessa solLcão. sendo que a consrant€ da base é 2 4 l0 r .

EFl4) Classafique em ácidas, básicas ou neuÍas as seguintes soluções:soluçãoA: [H+] = 10 3 mol/L soluçãoc: pH = 12solução B: [OH-] = 10 romoul soiucão D: pOH = 7

EF15) Sabendo quê o pH de uma solução é iguala 3, dêscubra às concenÍações dos íons H* eOH dessa solução.

EF16) PrcpãÉ-se uma solução O,5 Ìú de hidróxido de amônio- Ache o pH dâ sol'rção, sabendoquê o NH.OH se encontra 2 10 '?% dìssociado.

EF17) Prêpã.a'se umã solução x molar de um monoácido HA. Sabendo que o HA se encontÉ4% Ìonirado e que o pH da solução é igual a 2, descubra o valor de x

EFla) A constântê de ionização do ácÌdo hipobromoso {HBlo) é isuâlâ 2 1O " Determine opH dê uma solução 0,2 M dêsse ácido.

EFl9l PreparaseO,O3LdeumrsolucãoO,2Mdeácdoclo; id ' ico{o* - tOOoõr ' A-seSu,r ' essa solução é diluída, por âdicão de á9u4, até que o volumê sê lolnê 5OO cm3 Calcule opH dâ solução obtida.

EF2OI Uma solução aprcsenta pH = 3,7. Cãlcule:

a) o pOH dessê solugãoib) a concentração de íons H+ des$ solucão,c) a concentração dÊ íons OH dessã solucão

EFz1) Pr6parã'se uma solução, a 25'c, d issolvendo_se O,45 g dê ácrdo acét ico(HAc = HCrOrH3) em água, de modo quê o volume dã solução seia de 0,5 L. Calcule opH da solução, sâbêndo que nessã têmperatura â constante de ionizagão é 2 10 "

EF22) D issolvê-se 5,6 . 1 O ? g de hidróxido de potássio {KoH) em dbua suficiente para se ter1 L de solução. Determine o pH da solução, supondo que a base se encontrdgo% disso-

220

EF23) Ache o pH das seguintes solugõeslsolução A: O,O4 M de HrSOa (d% = 1OO%)solucão B: O,o1 tú de H,Seoa (a% = 1O0%)solução c: o. '1 M de Hcloa (a* = 1oo%)

EF24l A constantê de ionização ôê um monoácido HA.é isual a 2 10-6. Determine:

a) o pH dê uma solução 2 . 10 2 M dêsse ácidoib) a concenúação hidroxiliônica dêssa solução \ ^ \

t-

Eoll A 5 nLde uma solu9ão 1 M de ácido cloíidÍico Í0iadicionsda ásua deslilada suficieme p.6 obtsÍmos 500 nLde solução. Admirindo ionn8ção toraldo HCl, mhule o pH da s0luçã0 de 500 .

l02l Ìemos I t do roluiõo ds hidÍórido de sódio {l'{a0Hì, d0 pH - 12.0. Â essa r0luçã0 são âdicihnadü 99 L deáqüã. 0úál o pH d. slução resllante?

ED3l Ìemos 100 nlda uma solutão aqu0sa 0,20 M de KoH. Â esâ soluÉo são adici0nados 50 mL de um soluçã0aquosa 0,40 M de HN0x. Detemine 0 pH da sohção rcsullad..

Eo{l T0mos 100nLdE umâ soluqã0 0,5 M de Hrsor.00alo volume dè uÍrE solução 0,5 M d€ Na0H que deve seÍadiciomdo à solução de H,S0r pam que 0 pH da soluçâo í€sultanl€ seia igual a 7?

cêpltulo 2 o moio âq!@o 221

HitlrõliseO teímo hidrólise pÍoyêm de üse = quebra e àidro = áCua. Entào, sig]difica qaebr:

pro|ocada pela água.Assìm, podemos definir hidtólise como senda a rcoçào entre uma espécie químico qual-

Observe:

. Hìdrólíse do óxido de ctâlcio:

CaO + H:O * Ca(OH),(óxido de cálcio) (hiúóxido dc cáìcio)

Hìdrólìse da sacarose:

C1rH,O1Ì + H,O -

Muitas vezes ocorre uma agregação de molécuÌas de água na sÌrperficie de uma espéci€qüimica. Esse fenômeno Íecebe o noíne de hiüaíação.

c6H1'06 + cóH1'06(slicose) (irutose)

HìdrataÇão de íons Cu!' :

Cu'* + 4H,O - Cu(H,O)3t

HidÍsÍação de íons Mg'*:

Ms'* + 6H:O - Mg(H:o)ã-

Hidratação deío s Soi :

soi + H,o - [so.H,o]'

222 Unldade 5 Os rons no €quiibfo qlrm co

Vamos estudar, agora, as r€ações de hidrólìse que ocorrem com ions (cations e anionsJprovônjentes da dissociaçào iônica de um sal dissolvido em ágüa

Essas reações podem ser esquematizâdas do seguinte modo:

c*+H* OH - COH+H' A + H'OH - HA+oH

Note que a hidrólise do calion liberaionsH'.

Note que a hidtólise do anion liberaíons OH .

Mas, quatquer catíon ou aníon reage com áqua, ou seja' hìdrolisa-se?Náo.Então, como saber se um determinado cation ou anion sofre hidróÌise?Âcompanhe os segulntes casos:

l?) Soluçao aqüosa de cisneto de sódio (NaCN):

Dissolvendo cianeto de sódio €m água, ocorre inicialmente a dissociação iônica do sal:

NaCN - Na'+CN

Os ions Na* e CN €stão, agora, em contato com a águâEntão, será que o Na* Íeage coü a águu?Se o Na* reagir com a água, o fará de acoÍdo com a equaçao:

Na,HOH - \aOH H

Nole que há a lormação de NaOH, q]de ê üfia base íc)rte Entrelanto, essa base, €mágua, enc;ním-se totdtmenle ìonizads, or seja, íão existe a espécie NaOH em água, e simos ions Na' e OH . Logo:

'\{" + H. ou --l--5aon' i H.

l ..Neel- ----|Â t j!-H+OH -._H +OH

Assim, podemos alìzer que:

lsso nos mostraque o cation Na'nao

E, conseqüentemente:

Ilm catíon de base Íruco let4e com a águtt' ou seja, hidrolisa-sè.

E o CN. , sená que reage com a á8üa?Se o CN- ÌeagiÍ com a águâ, o fará de acordo com a equação:

cN + H*oH , i 116y 1611-

t-

_*__T'!_

c.pÍtutô 2 - o moio áqu@ 223

Note que há a foÍmação de HCN, que é um.ócrdo fruco. E esse âeidto não se encõníra.em água, totalmente iou?ado, ou seja, existe a especie HCN em água.

Isso nos mostrâ que a reaçâo anterior ocorre. Logo:

Assim, podemos dizer que:

29, SolWAo aquosa de cloreto de amônio (NHaCl):Dìssolvendo o cìoÌeto de âmônio em água, ocorre inicialmente a dissociaçâo iônica

do sal:

\H.Cl * NH4 rCl

Ma$ seró que o NH; rcage com a ógua? E o Cl ?Vâmos responder a essas perguntas com base no qìso anterior:

NH4Ct -NHi+ clO caúon NHa" é de base O dlon Cl- é de áci,Ìaca (NH4OH); loso, do foí€ (tÌCl); loso,rcace @^âcüâ. não rcaEe com r

água.

Então, temos a seguinte hidrólise:

Concluindo, podemos estabelecer o seguinte:

Hidrólise do catíon:

Esta hidrólise somente ocorre quando COH é uma base fraca.

Hidrólise do aníon:

;i{spirï;i,HEsta hiaróIse somente ocoÍe qüarldo HL ê rm ócido ftaco.

Its-"-

224 urj'tade 5 os íôns no €qui ibio qlrmico

tr*ffi Exercício rcsolvidoERl6l Veificãr se é ácida, básica ou neutra a solução aquosa de nitÍito de potássio {KNOrl.

Besolugáo:

KNOr*K++NO,

O catíon K' é O aníon NO, éde base fone IKOH)j dê ácido Í.aco (HNo2)iloso, não se hidroiisa. ogo, hidrolisa-s€.

Logo, ocoíe hidrólise somente do aníon NOr:

NOt + H+OH -

HNO2 + OH

Note que, ocorendo a hidrólìse do NO;, há a liberação de íons OH- na solucão. lsso fazcom que nessã solução a concentragão de Íons oH sejs maior que a concentração de

IoH l> tH. lEntão, a solução é óáslca.

c) K'd) s-

c) NH.CId) câ(Not'

e) Hsott Hcot

c) ca}h) znb

s) NaClh) K,sol

e) NazSl) xHcol

A consfonle do hidÍôlisoA reação de hidÍólise, tanto do cation como do anion, constitui um sistema de equili

bdo, de modo que podemos aplicar a Ìei da açào das massas (lei de cuÌdberg Waage).Obserye:

1?) Hidrólise do catíon:Na hidrólise do catíon NHa*, por exeÍpÌo, estabelece-se o seguinte equilibrio:

NHi + H-OH + NH4OH + H'

Aplicando a lei da ação das massas, temos:

Sffi Exercíclos de oprendizogem !ffiffiffiEA45ì li(flâ â equâçào de hidÍólke, caso elâ o$râ. dos

a) Nolb) Not

a) I(cNb) NaNOr

EA4ó) Sâo pÌepaÌadas soludes dos sai! dador a segnir. vdÌique se eì6 são ácidas, básicas ou neutns:i) NaHsj) NaNo:

capíiurô 2 o mêio aquôso 225

Para soluções dilujdas,lH:Ol = 55,5M Enrào.

. , INH.OH]IH-IK= _ . . - :_. . :

lNHl- l.[H:o],

Logo:

+ K . lH,Ol

- K. [H,o] =

Kh

lNH4oHl [H' ]

â concentração da água é coffiderada constante. ou seia.

29) Hìdrólke do anion:Na hidrólise do anion CN_, por exemplo, esrabelece-se o seguinte equiljbdo:

CN + H'OH + HCN + OH

Aplicando a iei da açào das massas, temos:

[HCN]loH-lICN ]

de ionizoçõo

EÍe pfodulo de duas conÍanres constiÌüi una ourra, chanada conÍanÌe de hìdróìise (rh).

lHcNl [oH ]

NN ExercÍcio de oprcndizogem WffiEÀ47) Esoeva a eipresão da mnstmle de hidÌóìiÈ pda os equiUbrios:

â) N0; + H?o + HNo, + oHb) COj- + fl,O + Hcot + oH

c) znh + Hlo + Zn(oH)' + H'd)SF+HrO è HS +OH_

A constonte de hidrõlise em Íunçõo do constonfe

A constante de hidrólis€ pode ser expressa em funçao da constante de jonização do fes-pectivo ácido ou base fracos.

1':) Hìdrólìse do catíon:Suponhamos uma solução em que ocorra somenre a hidrólise do carion NHa':

NHi + H:O + NHaÕH + H'

(r)

226 un'dâdê 5 - os r . . ' .

Considerando â ionização da base fraca NHaOH, temos:

NHaOH = NH4'+ OH

+ Kb . [NH4oH] = [NHi] loH I -

Retomando a equação (l),

loH- l lH' l

A constant? de hìdrotite de um.aIrcn e iguat à ruzào en!rc o produlo iònicoda a|ua;a constanle de ionizaçAo da base co espondente.

2P, Hìdrólise do aníon:Suponhamos uma solução em que ocorra somente a hidrólise do aníon CN :

CN + H,O = HCN + OH

+ KÌ, =Kb

(2)

Considerando a ionização do ácìdo fraco HCN, temos:

HCN + H.+CN

K. IHCNI - tH.l lcN I -

Retomardo a equação (2), vem:

. . IH. l loH l

A constante de hidrólíse de um aníon é ígual à ruzão entrc o prcduto iônXo da áqua ea constante de ionìzação do ,lcido correspondè te.

Câpnúlo 2 O mëio €quoso

1?) Hidtólise conjunla docatrcn e doanion:Suponhamos uma solução em que ocorra conjuntamente â hidrólise do cation

anion. Isso acontece, poí exemplo, na dissolução de NHaCN em água:eaclo

NHi + H,OCN + H,O

+ NH4OH + H'

= HCN + OH

NH.. + cN + 21t.o + NH4OH + HCN + H'+ OH

,-P.to"

Então:

NHi + CN + H,O + NHaOH + HCN

lNH4oHl [oH ']\OS l tenS anter lOreò. vìmO5 que ,r , r t K"

Retomando a €quação (3), vem:

.. IoH l^ '= K"

*ffi ExercÍcio resolvidoER17) Prepôra se uma solução dê KNO2, a 20"C. Calcular a constônte de hidrólise, sabendo

que nessa temperêrura â constante de ionizsção do HNO2 é 4 1O-'

f : t-:r i :- : :-_lKNO, - iK+l +iNqj t

NO' + HrO + HNO, + OH- {hidról isê do aníon)

._ K- ' lo '4 1 -^- ,^ ^ ^,*"- ì : = Zïd" - + ' to- ' - o.25 ro o-25 1o-r l

Rospoda: Kh 2,5 10 I .

(3)

IHCNI tH.llald

= K"

. [H.]K.-

IIbÈ-i++

228 unidâdâ b - os ions n

ffi Exercícios de oprendizogem WEA4E) Dssoìvese cìoreto de môdo (lVHaCÌ) en ágüa, a 200C. Sahendo qüe mM lenperatum a consrmle de ionização

do \HaoH a 2 ì0 ' .cdkuleãcon)rã-edehidrói"e.

[449) Prpda s unã solügâo de ciãndo de potásio (KCN), a 200 C. Det{nine a constanr€ de hidrólise, sabeÍdo que aconstante de ioniagão do HCN á E . 101u, â 20"C

f,450) Calcuk a constanle de hidiólise do acerato de môiio (NHrAc), sâbeido qDe as coústú&s de ionizagão do HAc edo NHIOH são 2 . l0 r, m tenp{aluB considqada.

0 gÍou de hidrÕliseGrau de hdúhse(a)êa razào entle o número d€ ions que s€ €ncontram hidroljsados e

o de ions inicialmente dissoÌvidos em ágüa.

n9 Ae ions hidroÌisâdos

'Suponhamos a dissolução de n ions NHi em água suficiente para um volume de V litros d€ solução:

E-

Fqú'rúq'

NH; + H,O =

i\.\ ron\ NHi

i se hidrolham

i

NH4OH

0

+ H_

.1.- ì4ai :

Entào, as concentrações das espécies em equilíbrio

n-x n-nóo n ( l d^)t . \Fi , t v _ v _ \

lNH.OHl : -= : ;1 =Mo"

lH ' l = v= v =m"

sao:

M ( l - ah)

càp Ìuro 2 o moo ãquoso 229

Desse modo,

NH; + H]O

Aplicando a lei da ação dâs massas, vem:

+ NHrOH + H'

Moh M"n

lNH4oHl [H.]INH.- ] M ( l a j , )

ffiEFrS)

Exercício rcsolvidoPíêpara se ums solugão 0,1 M de ãcêtãto de sódio (NaAcì Calculaf o pH dêssa soLução,sabendo que ã constante do ácido acétìco (HAc) é 2 lO-5

i . lNaAc, j ,Na+ +Ac

Ac +HrO= HAc +

M (1 'h)

Mon

| . ,=- ïg = Kh= , .1nj4

r"= l r i =y, ,

5.10 ro= o,1a;- dÂ= E. 1O ,=an2= 56.16 ro= ah = v 'bo.Tó1-f t + dh=7.10 5

loH-l =[ , lah = loH]=0,1 .7 105 = [oH-] :7 10d

ooH ros ,o l i - ros 7. ìo- - ' "n 19" 6-0,a4 - 5.16pH=14-5,16=8,84

Bespostã: pH = 8,84,

W Exercícios de aprendizogem WNos eiercicios a sesüi!, mnsideE los 2 = 0,30; log 3 = 0,47; log 5 =0,70e logT = 0.84.

f,451) Calcuh o pH de uma solugão 0,2 M de doElo de EÂ53) Determire o pH de üma roluçâd 0,5 M de bmnelo

OH {hidról ise do anion)

+ Kh= 5' 10-ro

môrio (NH{CD, sabmdo que a mnslmlr de ioni-uÉo do NHroH é 2 10-r.

de anôlio (Ì{Hüt, sakido que â constanle de ioDiaÉo do NHaOH é 1,8 . l0 I

[as4) São dissoìvidor 5.J. sde NH,cl.m ásÌ]â súc enreEÀ52) Temos una solução 0,05 M de cimeto de ódjo pan obEr 500nlde solução. Sabendo que a cons

íNaC\. Dsmine o pH da$ roluçào, .rbendo lan(e de ioúaçáo do NH,OH é 2 l0 . derem.-que a conÍdte dc ioúação do HCN é 2 l0 '. ne o pH da soluqão.

F

23O unidáds b os rôns no equiríbÌio quTmico

EA55) Ache o pH de una solução 0.8 M de aceralô dc ú-dio (NaAc), sábeido qüe o srau de hidróke é7,5 l0 6.

[456) São disobidos 16,4 s de aetato de sódio en áeuasulcienh para obler 500 nú de soluÉo. Sabendoque a $nstânle de ioniaÉo do ácido ãetim é

a) â nol&idade da soÌuçãoib) a constanle de hidrólis;c) o slãu de hidÌóÌìse;d) as conce radss dos ions H+ c 0s ;4 o pH da soluqão.

(Dâdos: acerâto de úd'o (HlC cooNa) e ácido@üm (H jc - COoH.)

EF25l Dadas ãs equaçôês, veifique a natureza da espécie X em cada ums delas:a) X+HrO + HX+OHb)X+HrOêXOH+H+

EFzF) São prepaÍadas quatro solugões, comã mesma concentraçãol

r) sorução de KoHll) solução de HNO3l l l ) solução de NaCNlV) solução de NâCl

Agora, rêsponda:a) Oualdelas apresenta o maioÍ pH?b) Aualdêlas apresenta o menor pH?c) Em quâl dêlas ocoÍe hidrólise do

1,6 1O 3s/1. Deteminar a solubi l idãde desse sal

103.103-x=1,6mS

A solubilidode om úguoSolubilidade de um Ínaterial em água é a quantidade máÌima desse materiat que se dis-

solve numa quantidade-padrão (geralmente I L) de água, numa determinâda temDeratura.Exemplo:

A solubilidade do cloÍeto de prata (AgCl) é de 1,6 . 10 rgll,,a 20.C. tsso significeque se dissolvem no máxjÍno 1,6 . 10 'g de AgCi em lL de água, a 20oC.

ffi Exercíclos reso/yldosEB19) A solubi idãde doAsCl. a 20'C, éde

em mg/Le mol/ j , a 20'C.

lo - looomo ì -^r ,o r-o-.g - - l '= ' "

d) Em qual delas ocoÍe hidrólise do

e) ouai( is) dessas solucões é (são)ácida(s)? E quat( is) é (são) básica(s)?

EF27) Prêpara-se uma solução O,1 M dê brometo de amônio (NHaBd. Sâbêndoquea constante de ionização do NH4OH é2 10{ e que ìog 7 = d,84, caìcule:a) a constantê dê hidrólise;b) o pH dã solução.

EF28t São prêparados 5OO mLde uma solu-ção de cianeto de sódio (NãCN). Calcule a massa de NaCN que foidissolvÌda em água, sabendo que o pH da so-luçãoé iguala 11 e quê a constânre deionÌzagão do HCN é 2 . 10 e.

capí1uro, o nsio âqu6o 231

Ìlltòrté4!

AgCl(Ag : 108eCl = 35,5)

l mol . 143.5o ìy - l ,6 to:S I " :

= mol = 143,5I

1'?ur1,3 '= v=o,orrz1oi- t=r,r2.105

Ì1lz:i 1o-" *.vir

R€sposta: '1,6 mg/Le 1,12' 1O-5mol/L

ER2O) Asolubi l idsdêdoÍ!19(OH),éde1,16 1 o 'z s/ t Detem inã r as concentraçóes molaiesdos íons Mg'z* e OH numa soluçãq saturada desse composto

Ms(oH), = mol :58s

Entãol

1mol - bBS l . . l .16 lO ^ .^-4x _ 1, t6.ro,sJ " bg

_, . , "

A solubílidade é de 2 10 a mol/l. Dal:

Mg(OHìr-Mg2'+2OH

2 10 4morr 2 1o'o 2 2 o '

produz

Portanto, lMs'?*] =2 10a mottL elOHl=4 1o-a mol/1.

I:

ffi Exercícrbs de oprendizogem ffiWWEÂ57) Calcul, a! rolubilidades, en ns/L e nol/L, dadas

as solüb'lidads m sl L. dos ssuinles .onposlos:a) AerC'Or P,5 . l0 rsl L)b) Pb3POr!0,2. l0 1si L)

O M8(OH)'0,16 . t0 :e/L)

[AsE) calcuk âr lolubüdads, e'n Ìneile gL,dadas âs$lubilidada m rnol/ L, dos sscuìnles coí postos:

a) casol (1,47 l0 r-moì/L)

b) As,SOr {2.t7 . l0 'noli L)c) AsrS (1,5 . l0 Ì7 nol/ L)

xÂ59) Sakndo que â solubilidade do A8'c'oa é de2,5 . l0-r g/L, detemine ar concentBgo6 nolâÌesdos ions Ae. e cÌoi iüsã solução satuladâ desse

EAó0) A soìubilidade do F€(OH)r é de 4,65 l0 3g/L.

caÌcuk âr c0icenhções nolares dos ions Fe" eOH- exrstertes numa solü9ão saluÉ& desse hidó-

f,^ól) caìcule as con@ntÌaFs nolafts dos ions Ae. ePoj , NDa solução sâÌuÌada de As3Poa, cuja so-lubilidade á de 6,? 10 rs/L.

232 una"a. ç

Produlo de solubilidodeExperjmentalm€nte, descobriu se que, em uma soluçào saturada, a certa temperatura,

de um eletróÌi1o pouco solúvel, é constante o produto das concentrações molares dos ions,elevadas a po1ências correspondentes âos coeficientes desses joff na equaçào quimica dedissociação. Essa conÍante recebe o nome de consíante de solubilidade (K,) ou ptoduto desolubilidade (PS).

Observe:

. AcCl - Ac' + ClK" = lAg- I lcÌ I ou PS = lAs'l lcl l

. Ca:(PoJ: - 3car. + 2PojK" = lca:'| lPoi l: ou pS = [ca'.]rlpol l:

Como vocêjá sabe, a soÌubilidade de uma substância d€pende da remperarura. lsso sig_niÍica que o valor de X" varia em íunção da temperatura.

X, InteÌpÍetação

5'C K 2. ro ' , rx Quanro mdio- o K., md, ,o luvel e a.uo,rdr)Li" . Inráo. nore qJe a.olubì l idâde do AgClaumenra com d remperatuÍd. ou .e ja, o Agclé m"i . .o lu\el a {0o( do que a 25^(, poÌ

10"C .+. lo l ;25"C 1,6 . 10'

50"c v r , l . r0" r lz

Veja, agora, uma rabela que apresenta o Xj, à temperâtura ambienre, de algumas subs_lâncias (de acordo com Arthur l. Vogel):

Substâncla x,AgBÍ 3,5 l0 ' r FeS 1,5 . l0 ' '

AgSCN 7,1 . t0 rr HgzBÌ! 1,3.10 13

AgCl 1,2 t0 - Hg:cl : 2,0 r0 rL

Ag:Cror 1,7 . 10 i r Hg, l : 1,2 . l0 r3

Agl t ,7.10'ô Hgs 4,0.10"

AgrPOa 1,8 . r0 ' |8 KzPtCló 4,9.105

Ac,S 1,6 l0 " MgCOr 2,6 r0 !

Al(oH), 8,5 l0 : , MgCrOl 8,6 t0 'BaCOr 1,9.10' MgF. 7,0.10'BaC:Or 1,7.10r Ms(NHa)Por 2,5.10 1

capÍìuro 2 o n€io aquoso 233

Sqb'tân ift lBaCÍOa 2,3 . 10-to Ms(oH), 1,5 l0 11

BaSOa 1,2.10- Mn(OH), 4,0 10 "

CaCOI 1,?.10{ MnS 1,4 10 ú

CaC,Oa 3,8 . 10j Ni(oH), 8,7. 10 D

CacaHaO6 7,í . t01 NiS t ,4. toa

CaF, 3,2 l0 " PbBr, '7,9 . 10-

CaSOa 2,3.104 Pbcl, 2,4 . rcn

cds 3,6 l0 z ' Pbcor 1,7 10-'

Co(OH), r ,6 . 10 '3 PbCrOa 1,8. 10 14

CoS 1,9. 10i ' PbFz 7,0.10'

cr(oH)3 2,9. r lb Pbt, 1,4 10 "

CuíSCì0: 1,7. l0- ' PbS 4,2 . tO-ü

Cu,Brz 4,t 10 " Pbso. 23. r03

Cu,Ct, 1,4 . l0 6 SrCO3 4,6. tO'

Cn'I , 2,6 t0'" SrC,Oa 1,4. i0 '

CUS 8,5. l0- ' SrSOa 3,6 . toj

Fe(OH), 1,6 10 " zÍ\oH), 1,0 . t0 Ì3

Fe(OH)l 1.1 .10- ZnS 1,0 1040

W ExeÍcíc,bs /esotuldosEB2lì sabendoque a solubi l ìdade docromato de prâta (Agrcrc4) éde 2,5 10 2glL 'aderel

mínada tempêÉtum, calcular o s€u K, nessa têmperatura.

Em píimeiro lugâr, devemos conhec€r a solubilidad€ em mol/L:

Agrcóa -

mol = 332 gEntâo:

lmol - 332s Ì , -2,5 10' -x_7,5.1o4x - 2,5.1o'zsí " 332

Portanto, a solubilidade é de 7,5 'lO 5 moÌ/1.

Agrcrca - 2A9* + CÌO;

2 7,5 10 5moVL 7.5 lO-5 mol/L

' ,1- - - l - - - - ' ' /- -_-pÍoouz-_K": tas*] 'z Ícro? I + Ks = 12. 7,5. 1o-5) 'z{7,s 10 5) :

(15 to-5),(7,5 10 5) = 1,7. 1O r , (moVL )3

a€sposta: Ks = 1,7. 10 f lmôVL) 3

-

234 un*a. s os rorc no êquiríbÍiô quím co

ER22l Determinarã solubilidade dosutÍ€tode pÉta (AgrS), a celta temperatura, sabendo que osêu K! nessa temperatura é 1,6 . 1O 43.

AgrS-2Ag+ + S,

x2x

" !2y1.--- : - - - -K": fAs. l 'z ls 'z] + 1,6. 10 43 = l2xl2tx)

- 1,6 . 10 43 = 4x3 +

+ x = 7,4 . 10 17 mol lL

Rsspostâ: A solubi l idadê ê de 7,4 . 10 11md/L.

EA62) Eswva a expftssão da coNlmle de solubilìdadeoos seguíres conpostos:a) Bacor d) Pb3(POr)1 s) Ac,sb) Casoa e) Mg(OH), h) Pbcl,

ffi FxercÍcios de oprendizogem ffiW

c) À,srcrol ì t€(oH)j i) Zn(oH)'

f,Â67) A solübiìidade do caÍbonalo de báí0 0acon é de1,3 . l0 rnol/l. DescubÌa o K, d6s sl,

EA6E) ?repaÍa-se I L de uma solução salumdã de ctoElode !Ìara (AsCD. calcute o seü Ìç. sâbendo que roidisbÌvìdo 1,7 l0 rs do sal.

EAóar Sabe r qG 0 tçdo foíam de,Íata (Ágjpo!), a2fC, è 1,5ó l0 q.

DrLemiie a solubilidade dosal nssa t€mpeËlun.

EÁ70) Calcule a solubilidade em água, â 180 C, do sulfelotéÍÍico (Fe,S,), sabendo que íessâ lmperaÌurâ oseu K,é 3,456 l0 ,u.

EÂ71) O pÌoduio de solubiìidade, ã 200C, do hidúxidoférico IFe(oH)rl é l,tó t0ì6. DescubG a sotu-biÌidade, â 200C, em glt-, dssa bde.

ffi Exercíclos de f ixoçõo WEF29Ì Calculê o produto de solubilidade do Íosiato de cálcio [Ca3(poa)r], sãbendo que a sus so

lubilidade, numa certa temperatura, ó de 6,2 . 'lO 6 s/1.

EF3O) Sabe-se que a solubi l idadê do f iuoreto de cátcio {CaF,J é de 2 . tO 4mot/1. Oetermine oseu Kr na têmperatuÍa considerada.

EF31) Ouantosgramas dê sulÍatóde bário (BãSO4) são necessários pãÉ prepã€r 1 L de sotuçãosaturada, sabendo que o produto de solubi l idade desse salé t , t . 10_1o?

Descubrs a massa de sulfeto de fero ll {FeS) necessária para que sejam prcparados5O0 cm3 de solução saturadã desse sal, sabendo qüê o sêu K" é 4 - 1Oj's.

Calcule _a-solubi l idade do sul feto de mansanês lMnS), em g/ L.sabendo que o seu K" é2. 10 1s.

I"{ó3) Calcüle o IL do fosfalo de prata {AcrPO4), sabei-do que a suâ solubiìidade é & 6,t l0 rsll.

f,464) A solubilidâde do foslâ1c1de chüúbo lPbr{Po4)?le de 1,4 l0 ' g/ L. Detnnine o Ì(" desse sâI.

f,Â65) Delemine o lç do dorro de chünbo (PbCl:), cüjasolubilidade é de ll g/L.

f,Aóó) Àche o I(, do hidrôxido féÌíco lF(OH)rl, sendoque. na lenpmtura consid{ada, a sDa solubilida-de é de 4,E2 . l0 3g/1.

capftuo 2 o môioáquoso 235

EF34ì

A precipiloçõo: Íenômeno do ion comumPreparando, a certa temperatura, uma solução saturada de AgCl, ocoÍre o seguìnte:

. Na solução existem os ions Ag_ e Cl , provenientes da dissociaçào iônica:

AgCl - Ae'+ Cl

. As conc€ntrações moÌaÌes desses ions são tais que o produto delas é constante, na temperatura consideÍada:

lAs.l lcl I = K,Se você adicionar a essa solução íons Cl provenientes, por exempÌo, de HCI ou NaCÌ,

momentaneamente o produto das concentraçôes dos ions Ag' e Cl será maioÍ que o X":

l {s l r ( l l>K r "" - .* . ' ' . - " , . . ì . "

+ l ,o. " ì . r .---.-.:'_ q: !9:lI.Jl ,*. l

EntÍetanto, devido ao principio do equilibrio, algo de Ag ' e algo de Cl devem unir'se,lormando aÌgo de AgCl sólido que sedeposita, até que o produto das concentrações de Ag'e Cl- na solução se torne novamente igual ao X,. Desse modo, a concentração de ions Ag'será, agora, nessa solüção, menor do qÌre era na solução de AgCì inicialmente preparada.

A deposição de AgCl sóljdo, d€vido âo acÍéscimo de ions Cl , constiÌui um fenômenodeno m\nado p rcc i p i Í a ç a o.

Essa precipiÌação ocorÌe porque a adição do íon com,rm C/ (comum, pois ele foi adicionado aiÍavés do HCl ou NaCI e tambén já existia na soluçào) provoca um deslocament,do €quiÌibrio no sentido do AgCl para que se mantenha o K":

São preparadas duas solucõês saturâdas de mêsmo volume:l ) solucão de as3Po4 (K. = 2 1O 13)

l l ) solugão de Agrcrca (K "

= 2 . 10 1zl

Ouãl das duas apresenta a menoÍ concenÍação de íons Ag'? O!ãÌs são êssas concen-

O ion comum Cl forçâ a precipitação.

Então, numa solução sâturada de um sal, âs concentrações dos dois ions devem obede-cer à conslanle d€ solubilidade (., de modo que, se a concentÍação de um desses ions aumenlar (por adição de uma substância solúvel que conienhâ esse ion), em conseqüênciâ aconcenúação do outro ion ìrá diminuir, através do fenômeno da precipitaçào.

Concluindo, podemos dizôÍ que a adição de ion comum provoca a precipiiação do €l€-trólito na sua solução saturada-

Soluçüo tompõoVamos, inicialmente, analisar as seguÌnÌes perguntas:O que oco e com o pH da águo pun1, quando se adiciona um íIcido?

Unidade 5 - os ons no eq! /bro

Como a água pura consritui um meio neutro, o seu pH é igüal a 7; e se lor adicionadoüm ácido, o pH irá diminuiÍ. Essa diminuição será maior ou menor, dependendo da forçado ácido e da sua coÌÌcenÌração.

O que ocorre com o pH da águlz purí1, quanclo se adiciona uma base?Ao se adicjonar uma base à água, o pH sofre um aumenlo. Esseaumento será maior oÌr

menor, dependendo da forçâ da base e da sua concenlração.

lConcentração

da solüçãoConcentÍaçãodê ions OH-

Conc€nÍraçãode íons H* PH

groooqol M rt loHl=10Á lH. =10s 8 l0,00001 M li loHl=l0, lH. ,:r0,0001 M loH-l = l0 1 lH- = 10,, , l0 10,00t M [oH ] = ro! lH. =10" l l0,01 M loH-l = 10 tr lH. =10" t20,1 M loHl=lor lH ' = l0 , l3

7rM v loH I = 100 lH. = 10-^ 14\

Concentíação da solução ConcentÌaçâo de ions H' PH

0,000001 M lH. =106 6 m0,00001 M I = l0 ' 5

0,0001 M lH. = l0 I

0,001 M lH. : l0 ' 3

" l0,01 M = l0 ' 2

0,1 M lH. = 10, r " IrM !r lH. = l0 l r-11-

Concentmção da solução Concenlraçâo de íons H* PH

0.or M tJ lH ' l = I .101 3,4 wo.o3 M lFl lHl=7.104 3,2

o.o8 M ffi lH ' l = r ,2 . r0 ' âJ0,10M xqr lH. l = r ,3 . r0 r 2.8 \z

capíturo, o meio êqloso 237

Concenlraçáoda soluçâo

ConcentÍaçÍode íons oH

Concentraçãode íons tI'

pH

o,or M rãï 5.104 2.10" r0.? Çl0,04 M 9.10 I 1.1 .10 " 10,9

0,08 M 1,2.10' 8,3 10 ' I 1.1

0,10 M \lU' 1,4 . l0 j '7,1 t0 " ]1. ] \F

Você viu que o pH da água pìrrâ sofre vâriação intensa quando seadiciona um ácido ouuma base. No entanto, existem soÌuçõ€s que manlêm o seu pH, mesmo com a adição de áci-dos ou de bases. Tais soluções recebem o nome desoluções íampão ol soluÇões rcguladora"ou, ainda, buííer.

Então:

Soluçôes lsmpilo são soluÇões qüe montêm o pH aprcxìttladitnenÍe constante, mes-no rcccbendo drido\ ou ba\e\ fortc\.

As soluçôes tampão são geralmente formadas poÍ rm ácido fraco e um sal d€sse ácido,ou, então, por uma base fraca e um sal dessa base.

Exemplos:l) Solução de ácido acético (HAc) e acetato de sódio (NaAc).2) Solução de hidróxido de amônio (NH1OH) e cloreto de amônio (NH4CI).l) Solução de ácido carbônico (HrCO.) e hidrogenocarbonato de sódio (NaHCor).

Vejamos o que ocorre nessas soluções:

l!\ Tampão HAc/NaAc:O sâÌ NaAc sofre dissociação total em íons Na* e Ac . Devido ao efeilo do ion comum

(Ac ), o ácjdo, que já é fraco, solre um deslocamento no sentido das moÌéculas não ioniza-

,,' l"' '.,.,

^cd) ,l

Note que a solução terá bastante ioff Na* e Ac- e basiante moléculas HAc não'ioni

AgoÍa. !eja por que o pH des'a roìuç;o náo varia:. Se adicionássemos â essa solução HCl, poÍ ex.'mplo, o pH dereria dìmlrrli, pois o HCI

l ibera mui los ions H':HCI - H'+ Cl

baíante

das HAc. Observe:NaAc + Na' +

bâsÌanle

HAc +-- H' +

pouco

238 unidadê s - os Íôns noeouirib oauíhico

Entretanto, esses ions H* são retirados da solução pelos íons Ac-, formando molécuiasnão-ionizadas HAc; com isso, o pH da solução se mantém:

H*+Ac -

HAc

. Se adicionfusemos a essa solução NaOH, por exemplo, o pH devefia aumentar, pois oNaOH liberâ muitos íons OH-:

NaOH*Na++OH

b4tanlE

No entanto, esses íons OH são retirados da solução pelas molêcuÌas não-ionizadas HAc,mantendo-se, assim, o pH da solução:

HAc + OH -

H,O + Ac

29, Tsnpão NHaOH/NHaCl:O saÌ NHaCI sofÍe disso{riação total em íons NHa* e Cl-. Devido ao efeito do íon co-

mum (NH;), a base, quejá é fraca, sofre um deslocamento no sentido das moÌéculas não,ìonizadas NHaOH. Observe:

NHICI ...-.....................-/' NHi\\,,+\.

NHaOH --r\.NHu \ _ j",,

cÌ

OH

ion comun

Note que a solução terá bastântes íons NHa* e Cl e bastantes moléculas não-ionizadasNH4OH.

Agora, vejâ por que o pH dessa solução não varia:. Se adicionfusemos a essa solução HCl, por exempTo, o pH aleyefia diminril, pois o HCI

libeÍa muitos íons H*:

HCÌ+H++Cl

bastanle

Entretanto, esses ions H* são retirados da solução pelas moléculas NH4OH não-ionizâ_das, manúendo-se, assim, o pH:

NH4OH + H* - NHi + HzO

. Se adicionássemos a essa solução NaOH, poÍ exeÍnplo, o pH deyeia aumentar, pois oNaOH libera muitos íons OH-:

NaOH-Nâ*+OH

hâqbnie

Entretanto, esses íons OH_ são retirados da solução pelos Íons NHi, formanalo a basefraca NHaOH; mantém-se, desse modo, o pH:

NH4*+OH - NH4OH

Ì

capioto z o -eo

aquoso 239

ObseÌveção:As soluções tampão apÍesentam enoÍme importância biológica:

. O sangue, porexemplo, deve ter o seupH estabiÌizado ao redor de7,4. o principaÌ responsá-vel por essa estabiÌização é um tampào const it u ido poÍ HzCOr(HrO + COr)1,25 10 rM

e bicarbonato (HCot) 2,5 l0 tr M.. As pÌantas têm o seu crescimento na dependência diretâ de soluções rampão.

Como a cular o pH de uma solllção tampõo?Podemos calcular o pH de uma solução tampâo com o auxíÌio de uma das fórmulas a

seguir (que não iremos dedüzìr por serem um pouco complexas para o nosso nivel):

, tsal l- - '

lacido](para tampões ácido/sal) -

pOH : -Ìog Kb + log [saÌ][ba.se]

(paÍâ tampões base/sal)

ffi FxeÍcícios reso/vldosEA23) Descobir o pH de umâ solução tâmpão formãda poí ácido acético (HAc) 0,01 M e acets

to de sódio {NaAc) também O,Ol M. (Dado: K. = 2 1O_5.)

tãmpão: HAc/NaAc ) tsatltácidd =

-o,o1 Nl I pH = -ros K, + ios dfrb -

lsãl l =o,o1 M )

r pH - - los2 lo ' r los órãi -

-pH= los2 loe10s+ rosl =pH: o,3+5+o - t i+ i ! : a ia

Resposta: pH = 4,7.

EB24) Calculãr o pH dê umã solução tampãofoÌmada por hidróxido de amÔnio (NHaOHìO,1 Meclorcto dê amônÌo (NHaCl) O,O2 M. (Dâdo: Kh = 2 1O 5.)

ldmpào: NHaOH/NHaC| ì r -"'basel -- 0,1-M I

poH - los Kb I los b;; ; Ì -lsal l = 0,O2M ì

- poH = tos2 ro:+ r"s$f -

= pOH = log 2 lo9 1O 5 + los2. 1O-r á pOH = - l9cÍ log1} 5 +- logzi log lO'*i , . .

+poH=5-r - ìúgt ì : : j '4r r " :Ét1. i j9:

Rssposta: pH lo.

TT

Qüerenos prepdar uma soìução tanpão ioÍmada po' ácido acétco (HAc) 0.01 M e aerato desódio (NãAc), que apresrÍa pH isual a 5. euât

liïïï1i"fr19ï" " *'"to dó $dio? (Da'

d) sâtuÍada côm precipiração.

à) ro, À,r. e) 20 M-

I

ffi ExercÍcios de oprendizogem WffiNos exericios a seguir, consideE loe 2 = 0,30 e log 5 = 0,70.

f,472) Dclemine o pH de Dna solução lâmpão constitui I"{75)da por ácido âetico (HAc) 0,I M e acetâlo de iódìo(xúc) 0,01 M. (Dado: q = 2. l0-r.)

EA?3) Calcüle 0 pH de unê soìuÉo túpão fomadâ porhidÌóndo de anônio (NHaOH) 0,2 M e cloElo deaúônio (NH,cl) 0,02 M. (Dado: Kì = 2 . l0 r.)

f,474) Desmbra o pH d. uma soìü9ão tmpão lonnada E"{7ó) Há urna solução rajnpão que cortêm ácido aetimpoÌ ácido carbônico (H,o + cO? - H:Cor) (HAc) e aceráto de !ódio (NãAO ia pÍoporyão0.5 M e hidrogenocaÍbonâro de ódo (NaHCOr, ìó:t.CalcuteâconcellalriodeionjH desú 5.0.05 V. íDado. K, t l0-_.r lução. íDãdo. K. = I I0-')

ffi Exercícr'os complemenlorcs W1) iFEl-SPr O p'odJlo de sorubi l idãdê do M9CO3 a 2boC é 4, tO' , Umã sotucao dêsse sat. à 25ôC.

contendo3 Ì0 'M de Mq /êá fr€cms concenÍaçao de CO 7 serô ( tassi t icdo6 coro:

bì supersaturâda com precipitação.c) saturãda sem precipitâção.

2l (FGV-SP) À tempeÍátuÉ am biente, uma sôtução sq uosa conrém 0,0I mot/L dê ácìdo acético. Dispóe sedos sêguintès dados:

l) tabêla de logaritmoslr) mdssa moìar dá águal l l ) massamolardoácidolV) constantëds ionização doácidô, a 25oCV) entãlpia padrão de Íormação do ácido

Para calculâ. o.pH da solução dêvêm-se utitizaros vâtor€s íornecidos em:

3l (Fuvêsl-SP) AotÒmardoiscopos dèásua, uma pessoá di tu iu seu suco gásÍìco {sotuçáo contenduácido clorídr ico), de pH = 1, de 50 para 500 mL. Ouat será o pH da sotução resuhantá oso apOs a

â) 0. b) 2. c) 4. d) 6. etL

4) {UFOP MG) A[HL] numa soluçãode pH =2 é:e) 0,01 M. b) 0,1 M. c) 2,0 M.

5) (FAÂP-SP) Oual o pH € o pOH deuma soluçáo de NaOH O,oOo1 M?a) pH= 10 e pOB=4 d) pH = 13 e pOH= jb) PH=4 e pOH= 10 e) pH = 4 e pOH= 14c) pH=1e poH=13

6) {lÌA SP) Ouãndo sê Íâlã numa solução aquosa 1,0 M de ácido âcótico (HAc) se entende que lL de

â) 1 molde mólóculasde HÁc.r t 1 molde íons H+e 1 molde íonsA-.cì 1 mol de Íons H+, 1 mol de íons Ac e r mot de motécujâs dê HAc,d) (1 x) mol de moléculas de HAc, x moJs dê íons H+ e x mots de íons Ac-.

Capitulo 2-O meio âquoso 241

7) {FMJ-SP) N u m ã a mosÍâ de prôd uro de limpoza contêndo a mô n ia, a concênrração de íons OH-l,q) é2 lO-'z mol/1. a 25oC. AámosÍâ têm ôH:

al 2,o. bl 2,3. c) 3,0. dl 12,3.(Dâdos: log 2=0.3; produto iônico daágua,a25oC= 1,0 1fr4.)

A) (Vunesp-SP) O "leite de hãsnósia", constituido por una suspensãoáquosa dè lV g(OHì2, á prêsênrapH iqual a 10. lsto sìgnincá que:

á) ó "leite dê magnésia"tem propriedades ácidâs.

b) á concêntraç6o de ions OH-e iguâ' a Ì0 0hol

c) aconcentrâçãode íonsH3O+ é iguâlá 1rì0 moyL.

d) aconcenÍâçãode íonsH3Oró iquala 1010 mol/t.

è) a soma dâ5 concentraçóes dos íons H3O'eOH-éìguala 10r +mol/1.

9) (lÌA SP) Em um copo de 500 mL são mìsÌuÍâdôs 100 mL de ácido clorídrico I,oO t\,4 em 1OO mL dehidróxido de sódio 0,50 M. A solução resultante no copo é:

â) 1,0 lOJ Mem OH-,

1Ol {lTA SP) Determ ine a mass6 de hidróxido de potássio qúê dêve sêr disso lvida em 0,500 m L dê águapara quea solução rêsullântetenha um pH = 13 a 25oC.

11) {Unicamp-SP) Água pura, ao ficár em comârc com o âr ãtmosíérico durante um cêrro tem po, a bsoÌvegás caÍbônico, CO2, o quôlpode sereliminado pela fervura. A dissoluçáo do CO2 nâ ésua pod€ serÍepÍesenlada pelá sêguinlê equaaão química;

cozsJ+ H,orz) = Hco;íâq) + Hàq)

O ãzul de bromotimol é um indicador ócido-base que apfesenta coloráção amareta êm sotuçõesácidas,verdeemsoluçóesneuÍâseãzulemsôluçóesbásicas.Uma amostrãdëásua purr Ío i Íerv idã e, em seguida, deixadá exposta âoãrdurantê tonsot€mpo,Asesun, dissolveu-se nesta ágoa o indicâdorãzulde bromotimol.

r) Ouala cor resultâôte dãsolução?b) Jostitquã sua reslosta.

e) 13,7

121 (Fuvest-SP) Cârbonáiodêsódio,quandocolocadoemágua,â25oC,sedissolve:

Na,co3rs) + H2Orz) ---> HCOal"q)+2Nai,q)+X

Xèo pH da soluçáo resultante devem ser:

b) oH;q), maior que 7. ê) OHlaqr, mënorque7,

131 (PUC-MG) Adiciônãmos ás ua destilada ô 5 m L de umá soluçãodo 500 mLdèsolução. Ad mitindo-se completã dissociação doque o pH dãsolução resúltânreé:

a) 2, b) 4. c) S, d) 10.

l mol/L dê hidróxido dê sódió, obtên-hÌdróxido de sódio, é corelo âÍirúãr

e) 12,

(pH =7)e l l {pH =9)permiteconcluir14) (UniÍotsCE) A 25'C, a comparáçãÒ èntre

a) lé mâis básica do queã l l ,b) l tem lHr lmênordo que na l l .c) l lé maisácidadoque a L

d) llcontém ácido maisforte doqu6 Le) l l tem [OH_]maiordo que L

2/Ul Unidade s-os íôns nô€quilÍhÍioquÍmi6

15) {Cefet PRì A conslanle de ionìzação parô o sistêma em êquilíb.io HCOrH = H+ + HCO;é igua a

2,0 1f4. A concênÍação molaÍ do íon H* numa solução 2,0 Í\4 do ácidoÍómico (HCO,H)é:

a) 2,0 tú. c) 4,0 1C2 M. e) 0,2 M,b) 2,0, 1c2 tú. d) 4,0 M.

16) ( l \ , lACK SP) Sabendo que ocâÍbonâto decálcìo, pÍesente na "casca" dasosÍas, é sôlúvelem meioácido, é coneto aínmar que a água do mar deveteri

a) IH' l< 10 7e, ponamo, pH <7,

b) tOH l> 1O-7 e, portanto, pOH <7,

c) ÍHrl> 10 7è, portãnlo, pH >7.

d) tH' l> 10 7e, po^ânto, pOH>7.

eì pH = 7, por ser uma substância purã composta.

17) (PUC-MG) Ëm uma solução ãquosâ de gás amônia, existe o segu inte equilíbrio:

NH3s)+ H,o{z) = NHirâqr+ oH;q)

Adicionando hidÌóxido de polássio aessãsoluçáo, podê se observar que:

aì o pH & solução diminuirá,b) opHda solução náoseál terará.c) a concentração de Íons âmônio diminuirá,d) ãconcentÈção de íonsãmôniose manlerá inãherada-ê) a l ibëÍação dogásâmônia diminuná.

1a) (UEL-PR) Considere as seguintês aÍnmaçóes:

l) Soluçóes ácidaslêm pH menores do que soluçóes básicãs.

l l ) 425'C, uma soLução com pH =6tem pOH =8.

lJ j A25oC. soluçoes nêJtraslêm pH = 1Á,

São.orrelassomente'

a) L b) l l . c) l l l , d) lê l l . e) l le l l l .

19) (Unaerp SP) A coloraçáo de cèrtôs ílores dependë da âcidezdo solo, podendôserazuis em solô ácidoe rosadas em solo básico. AssÌm. se ãdicionãrmos calcário (CaCO3)ao solo ondê âsÍlorèsÍôrem plântadas, de modo que uma análise do mêsmo fevele uma concenÍâção hìdrogeniônica de 10n mol/1, âsiloret nesceÍão'

a) ãzuis, jáque o pH dósoloserá 1,8. d) azuis, láqueopHserá4,b) rôsadas, jáqueo pH do solo será 10,3. è) rosadas, já queopH doso osêrá3.cr brencas, já que o pH s€r i nêur 'o.

2ol (UniÍoÊcE) Acerca do eqúiÍbrioquímico HÂ+ Hro = Hiaq) + 4_ôq) são Íorm r lâdas as proposiçóes

l) A constant6 dê êquilíbriô pode seÍ designada porconstante de ionizâção de ácido,ll) ouánlo maiorÍor a constãnte de êquilíbrio maisÍorte é o eletrólito.

lll) o equilÍbrio pode ser deslooado pêla adiçãodë uma base.lV) Aconstântedoequilibrioindependedarempêratura.São ãÍníãçoes.o"elás apenâs:

a) le l l , b) lè l l l . c) lê lv d) l , l le l l l . e) l l , l l le lv.

2l ) (MACK SP) A análise íeita du rante um ano da ch uva da cidâde de Sáo Paulô lornecêu um valor médiode pH iguâla 5, Comparando-se essevalorcom odo pH dá água pura, percebë sêquêã IH+l na ásuadachuva é, em médiã:

a) duasv6z€smaiôr c) cemvezesmenor e) emvezesmaiorbl duasve/es menoÍ. d) c inco veles máior.

ts