Físico-Química ⇒ (UEFS 2012.2) Equilíbrio Químico Tópico resolvido

[amy123369]

Os valores das concentrações de H+ (aq) e de OH− (aq), que indicam a acidez ou basicidade das soluções são expressos por números com expoentes negativos. Entretanto, para transformá-los em números positivos, mais fáceis de trabalhar, Soren Sörensen (1868-1939) propôs, em 1909, o uso de logaritmos, o que o levou às definições de pH e pOH e às escalas de acidez e de basicidade de soluções. Assim, o cálculo de pH e de pOH facilitou o trabalho dos químicos.
Levando-se em consideração essas informações e o sistema em equilíbrio químico formado pela solução de ácido acético, 1% ionizado, cuja concentração inicial é 1,0.10−1molL−1, representado pela equação química, é correto concluir:
a) O valor numérico do pOH da solução de ácido acético indica que a concentração de íons OH−(aq) é muito maior que a de H3O+(aq).
b) A água é base conjugada do ácido acético e a concentração hidrogeniônica, na solução, é igual a 1,0.10−1molL−1.
c) A concentração de ácido acético no equilíbrio químico é igual a 1,0.10−3molL−1.
d) A concentração de íons acetato no sistema é igual a 0,1molL−1.
e) O pH da solução de ácido acético é igual a 3.

CH3COOH(aq) + H2O(l) --> CH3COO-(aq) + H3O+(aq)
*sistema em equilibrio*

Resposta

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RESPOSTA LETRA E

[Bira]

Olá, veja que é dado na questão que o ácido acético apresenta ionização [tex3]\alpha =1[/tex3]

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[tex3]\alpha =1[/tex3]

% [tex3]=\frac{1}{100}[/tex3]

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[tex3]=\frac{1}{100}[/tex3]

, ou seja, para cada 1 molécula ionizada temos 100 dissolvidas.
Dessa forma observe a reação de ionização do ácido acético:
[tex3]CH_3COOH+H_2O\rightarrow CH_3COO^-+H_3O^+[/tex3]

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[tex3]CH_3COOH+H_2O\rightarrow CH_3COO^-+H_3O^+[/tex3]

Veja que a concentração de ácido acético é de 10^-1 mol/L, e que 1% desse se encontra ionizado, assim, pode-se dizer que apenas 1% dessa concentração participou da reação e, portanto, temos [tex3][H^+]=0,01*0,1=0,001[/tex3]

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[tex3][H^+]=0,01*0,1=0,001[/tex3]

mol/L.

Veja que o pH é dado por [tex3]pH=-log[H^+][/tex3]

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[tex3]pH=-log[H^+][/tex3]

, substituindo os valores temos: [tex3]pH=-log(0,001)=-log(10^{-3})=-(-3)=3[/tex3]

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[tex3]pH=-log(0,001)=-log(10^{-3})=-(-3)=3[/tex3]

.

Analisemos as alternativas:
a) É falsa, visto que, como o pH se encontra menor que 7, encontraremos pOH maior que 7, em ambas ocasiões, temos um sistema ácido.
b) É falsa, para ser base conjugada é necessário que no sentido inverso da reação, a mesma recebesse íon H⁺, ao invés de liberá-lo.
c) É falsa, a concentração de ácido acético dissolvido será, portanto, [tex3][CH_3COOH]=0,99*0,1=0,099[/tex3]

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[tex3][CH_3COOH]=0,99*0,1=0,099[/tex3]

mol/L (por ter sido consumido 0,001 mol/L na ionização).
d) É falsa, a concentração de íons acetato será a mesma de íons H⁺.
e) Está correta.

[amy123369]

Obrigada pela resolução, havia errado porque tinha colocado que o [H+] era igual a molaridade multiplicado pelo grau de ionização ao quadrado. Quando então usar essa ao invés de apenas a molaridade multiplicado pelo grau de ionização (expoente um)?

[Bira]

Quando queremos determinar concentração que foi formada partindo da informação da molaridade e grau de ionização, faremos apenas a multiplicação dos termos, assim: [tex3][H^+]=[A^-]=M*\alpha[/tex3]

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[tex3][H^+]=[A^-]=M*\alpha[/tex3]

Quando queremos determinar a constante de equilíbrio e detemos os valores de molaridade e constante de ionização utilizaríamos exatamente essa multiplicação que você falou, veja que esse termo ao quadrado surge justamente da constante de equilíbrio.
Numa ionização teríamos:
[tex3]HA+H_2O\rightarrow A^-+H_3O^+[/tex3]

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[tex3]HA+H_2O\rightarrow A^-+H_3O^+[/tex3]

, de onde tiramos constante de equilíbrio [tex3]K_a=\frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]}[/tex3]

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[tex3]K_a=\frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]}[/tex3]

, mas veja que quando tratamos de um ácido fraco, temos a seguinte situação em equilíbrio:
[tex3]K_a=\frac{(M*\alpha )(M*\alpha )}{[M*(1-\alpha )]}[/tex3]

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[tex3]K_a=\frac{(M*\alpha )(M*\alpha )}{[M*(1-\alpha )]}[/tex3]

, em que [tex3](1-\alpha )=1[/tex3]

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[tex3](1-\alpha )=1[/tex3]

por aproximação, e ficamos com a situação em que:
[tex3]K_a=\frac{(M*\alpha )(M*\alpha )}{(M)}=\frac{(M*\alpha ^2)}{1}[/tex3]

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[tex3]K_a=\frac{(M*\alpha )(M*\alpha )}{(M)}=\frac{(M*\alpha ^2)}{1}[/tex3]

[amy123369]

Muito obrigada! Será de grande valia