Fisicoquimica_c

CETÉS – Centro Educacional Técnico Suzanense

FÍSICO-QUÍMICA C

Prof. IDENÉSIO RAMALHO

I N D I C E: EQUILÍBRIO QUÍMICO -

Reações Reversíveis..................................................................................................................21 Constante de Equilíbrio...............................................................................................................22 Grau de Equilíbrio.......................................................................................................................23 Deslocamento de Equilíbrio Químico (Princípio de Lê Chatelier)...............................................27

EQUILÍBRIO EM MEIO AQUOSO (EQUILÍBRIO IÔNICO) -

Conceito......................................................................................................................................29 Lei da Diluição de Ostwald..........................................................................................................30 Efeito do íon comum...................................................................................................................32 Efeito do Íon não-comum............................................................................................................33 Equilíbrio iônico na água.............................................................................................................34 pH e pOH....................................................................................................................................35 Medidores de pH.........................................................................................................................37

HIDRÓLISE DE SAIS E FORÇA DA ÁGUA Conceito............................................................................................................................................41

PRODUTO DE SOLUBILIDADE Conceito............................................................................................................................................44

ELETROQUÍMICA Eletrólise...........................................................................................................................................48 Estudo quantitativo da Eletrólise – Leis de Faraday.........................................................................50

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EQUILÍBRIO QUÍMICO Reações Reversíveis São aquelas que ocorrem nos dois sentidos (direto e inverso) simultaneamente a uma certa velocidade. Seja a reação reversível abaixo: v1 aA

+ bB

cC

+

dD

v2 Onde: v1 é a velocidade da reação no sentido direto v2 é a velocidade da reação no sentido inverso Dizemos que esta reação atingiu o equilíbrio químico quando as velocidades direta e inversa se igualaram, Ou seja: v1

=

v2

Graficamente: Velocidade

v1 (direta)

v2 (inversa) tempo 0

te

onde: te é o instante do equilíbrio químico (momento em que as velocidades 1 e 2 se igualaram). a) No início da reação, ou quando t=0 v1 é máxima e v2 é zero (pois ainda não existem produtos que possam provocar a reação inversa). b) Á medida que a reação direta vai se processando, vai havendo consumo dos reagentes para que estes se transformem nos produtos, e a velocidade na reação direta é decrescente. c) À medida que vão se formando os produtos, estes passam a ser reagentes e a reação inversa se inicia com velocidade crescente. d) No instante (te) em que as velocidades nos dois sentidos se igualam foi atingido o equilíbrio químico. e) Atingir o equilíbrio químico significa dizer que o que era reagente vira produto e o que era produto vira reagente na mesma velocidade. f) Atingir a equilíbrio químico dá uma falsa idéia de que a reação química parou de se processar. Na verdade ela continua ocorrendo nos dois sentidos sem parar. Chamamos isto de equilíbrio químico dinâmico (contrário de estático ou parado). g) No equilíbrio químico dinâmico a concentração molar de todas as substâncias presentes não sofre alteração, ou seja, permanece constante porem não obrigatoriamente igual.

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Graficamente: [ ] mol/L [reag] [reag] e [prod] são iguais no equilíbrio (te)

tempo

[prod]

0

te

[ ] mol/L [reag] [reag] é maior que a [prod] no equilíbrio (te)

tempo

[prod]

0

te

[ ] mol/L [reag] [reag] é menor que a [prod] no equilíbrio (te)

tempo

[prod]

0

te

Constante de Equilíbrio (Kc) Vamos analisar o equilíbrio químico pela lei da velocidade, ou de Guldberg-Waage (ou Lei da Ação das Massas), para uma reação genérica: v1 aA + bB cC + dD v2 para a reação direta: v1 = k1 . [ A ]a . [ B ]b para a reação inversa: v2 = k2 . [ C ]c . [ D ]d No equilíbrio as velocidades se igualam: v1 = v2 k1 . [ A ]a . [ B ]b k1 _ = k2

=

k2 . [ C ]c . [ D ]d

[ C ]c . [ D ]d [ A ]a . [ B ]b

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Como k1 e k2 são constantes, a relação k1/k2 também é uma constante.Essa nova constante será chamada de Constante de Equilíbrio e será representada por Kc

Kc

[ C ]c . [ D ]d [ A ]a . [ B ]b

=

onde: Kc é a Constante de equilíbrio em termos de Concentração Molar Para Equilíbrios Químicos Gasosos

Kp

( pC )c . ( pD )d ( pA )a . ( pB )b

=

onde: Kp é a Constante de Equilíbrio em termos de Pressão Parcial

Relação entre Kc e Kp

Kp

=

Kc . (RT)Δn

Onde: R é a Constante Universal dos Gases (0,082 atm . L/mol . K) T é Temperatura Absoluta (Kelvin) Δn = nprod -- nreag

Grau de Equilíbrio ( α ) É a razão entre o número de mol consumido de um certo reagente e seu número de mol inicial:

α =

nº. de mol consumido nº. de mol inicial

Exemplo: 01) Para a reação : 2 SO2 (g) Kc

=

+ O2 (g) ---------------

[ SO3 ]2___ [ SO2 ]2 . [ O2 ]

e

SO3 (g) Kp =

( pSO3 )2____ ( pSO2 )2 . ( pO2 )

02) Considere o sistema: 1L

T = 500ºC

1L PCl5 (g)

PCl5 (g)

2 mols PCl5

Cl2 (g)

0,4 mols de PCl5

PCl3 (g) início

t=0

equilíbrio

t = 15 min

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Reação Química: PCl5 (g)

PCl3 (g)

+

Cl2 (g)

a) No início (t=0) PCl5 se decompõe em PCl3 e Cl2, temos a reação direta. b) À medida que são produzidos, PCl3 e Cl2 reagem entre si e formam PCl5, temos a reação inversa. c) As duas reações ocorrem simultaneamente e após 15 min tem-se o equilíbrio. Neste momento as velocidades direta e inversa se igualam e a concentração de todas as três substâncias não se altera mais. Tabela:

início (t=0) REAG/FORM n no equil. [ ] no equil.

1 PCl5 (g)

1 PCl3 (g)

2 mols 1,6 mols 0,4 mols 0,4 mol/L

0 1,6 mols 1,6 mols 1,6 mol/L

+

1 Cl2 (g) 0 1,6 mols 1,6 mols 1,6 mol/L

Para calcular a linha REAG/FORM utilizar a relação entre os coeficientes: nPCl5 1

=

nPCl3 1

=

nCl2 1

e

[ ] no equil. = n V

Cálculo da Constante Kc Kc

=

[ PCl3 ] . [ CL2 ] [ PCl5 ]

Kc = 1,6 . 1,6 0,4

Kc = 6,4 mol/L

Cálculo da Constante Kp Kp

=

Kc . (RT)Δn

Kp = 6,4 . (0,082 . 773)1

Kp = 405,67 atm

Cálculo do Grau de Equilíbrio (α) α =

nº. de mol consumido nº. de mol inicial

α = 1,6 2,0

α = 0,8

ou

α% = 80 %

Interpretação dos valores obtidos: a) Valores de Kc > 1 (no equilíbrio a concentração de produtos é maior que a de reagentes) Kc = 1 (a concentração de produtos e reagentes no equilíbrio são iguais) Kc < 1 (no equilíbrio a concentração de reagentes é maior que a de produtos) b) No exemplo dado, quando a reação atinge o equilíbrio predomina a concentração de PCl3 e Cl2. c) Por ser um sistema gasoso o valor de Kp nos mostra que no equilíbrio PCl3 e Cl2 exercem maiores pressões parciais que o PCl5. d) O grau de equilíbrio nos mostra que 80 % das moléculas iniciais reagiram até a reação atingir o equilíbrio.

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Exercícios: 01) recipiente fechado

T = 100ºC

4 mols H2 (g)

V=5L

02)

No equilíbrio formou-se 1,5 mols NH3 (g)

recipiente fechado T = 500ºC 0,8 mol HI (aquec)

Quais os valores de Kc, Kp e αH2 ?

2 mols N2 (g)

Quais os valores de Kc, Kp e αHI ?

No equilíbrio resta 0,3 mol HI

V=2L

03) recipiente fechado T = 1000ºC

Quais os valores de Kc, Kp ?

1,2 mols SO3 (aquec)

αSO3 = 65 %

V=5L

R = 0,082 atm . L/mol . K 04) recipiente fechado CO(g) pCO = 2,4 atm

T = cte O2 (g) pO2 = 1,8 atm

Qual o valor de Kp ?

No equilíbrio pO2 = 0,75 atm

05) Num recipiente de 2 L de capacidade encontra-se o seguinte sistema em equilíbrio: N2 (g)

+ H2 (g)

NH3 (g)

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Calcule o valor da constante Kc, sabendo que no sistema existem 2 mols de N2 (g), 4 mols de H2 (g) e 1 mol de NH3 (g). 06) 3 mols de H2 (g), 2 mols de Cl2 (g) e 4 mols de HCl (g) encontram-se em equilíbrio num recipiente de V litros de capacidade. Calcule o valor da constante Kc do equilíbrio. H2 (g)

+

Cl2 (g)

HCl (g)

07) 1 mol de H2 (g), 0,5 mol de O2 (g) e 2 mols de H2O (g) encontram-se em equilíbrio num recipiente de 0,5 L de capacidade, a certa temperatura. Determine o valor da constante Kc do equilíbrio. H2O (g)

H2 (g)

+

O2 (g)

01) 2 mols de H2 (g) são misturados com 1 mol de O2 (g) num recipiente de 500 mL de capacidade. Determine o valor da constante Kc para a formação de H2O (g), sabendo que 80 % de H2(g) reagiram. 02) Num recipiente de 1 L de capacidade misturam-se 2 mols de CO (g) e 2 mols de O2 (g), a certa temperatura estabelecida no equilíbrio: CO (g)

+ O2 (g)

CO2 (g)

Calcule o valor da constante Kc para esse equilíbrio, sabendo que 90 % de CO (g) reagiram. 10) 1 mol de H2O (g) é colocado num recipiente de 2 L de capacidade. A determinada temperatura 60 % de H2O(g) sofrem decomposição. Determine o valor de Kc para o equilíbrio estabelecido. 11) Num recipiente fechado encontram-se, a determinada temperatura, 1,8 mols de HCl (g) em equilíbrio com H2 (g) e Cl2 (g). Determine o grau de dissociação do HCl nessa temperatura, sabendo que inicialmente foram colocados 2 mols de HCl (g) no recipiente. 12) São colocados 22 g de CO2 (g) num recipiente de 1,5 L de capacidade, a uma certa temperatura onde se estabelece o equilíbrio: CO2 (g)

CO (g)

+

O2 (g)

Determine a constante Kc desse equilíbrio, sabendo que o grau de dissociação do CO2 (g) é de 10 % nessa temperatura. 13) Considere o seguinte sistema em equilíbrio: H2 (g) + Cl2 (g) HCl (g) Verifica-se que para esse equilíbrio, a certa temperatura, as pressões parciais dos componentes são 0,5 atm para o gás hidrogênio, 0,5 atm para o gás cloro e 0,6 atm para o ácido. Determine o valor de Kp. 14) Num recipiente de 2 L de capacidade encontram-se 1,8 g de água, 2 g de gás hidrogênio e 1,6 g de gás oxigênio em equilíbrio, a 427ºC. Calcule o valor da constante Kp para o equilíbrio. H2O(g)

H2 (g)

+

Cl2 (g)

15) O equilíbrio: H2 (g) + Cl2 (g) HCl (g) se estabelece a 27ºC com 4,0 g de gás hidrogênio, 35,5 g de gás cloro e 73,0 g de ácido, num recipiente de 1 L de capacidade. Calcule o valor da constante Kp. 16) Calcule o valor da constante Kp do sistema em equilíbrio: H2 (g)

+

N2 (g)

NH3 (g)

sabendo que, nesse equilíbrio, a determinada temperatura, as pressões parciais dos componentes da mistura são pH2 = 1,5 atm, pNH3 = 2 atm e pN2 = 0,5 atm.

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Exercícios complementares: 01) Num recipiente de 2 L, misturam-se 256 g de SO2 com 96 g de O2. Após estabelecido o equilíbrio, a 227ºC, sobraram 72 g de O2. Pede-se: a) Preencher a tabela abaixo sobre o equilíbrio: SO2

+

O2

SO3

b) Calcular o grau de equilíbrio (α) em %, do SO2 e do O2. c) Calcular a constante de equilíbrio (Kc). d) Calcular a constante de equilíbrio (Kp). 02)Num recipiente de 2 L, misturam-se 207 de NO2 com 80 de O2. Após estabelecido o equilíbrio, a 127ºC, restaram 69 g de NO2. Pede-se a) Preencher a tabela abaixo sobre o equilíbrio: NO2

+

O2

N2O5

b) Calcular o grau de equilíbrio (α) em %, do NO2 e do O2. c) Calcular a constante de equilíbrio (Kc). d) Calcular a constante de equilíbrio (Kp).

Deslocamento de Equilíbrios Químicos (Princípio de Le Chatelier) Esse princípio, enunciado por Henri Louis Lê Chatelier, em 1884, também é conhecido como “princípio da fuga” e diz o seguinte: Quando uma “forca” atua sobre um sistema em equilíbrio químico dinâmico, este equilíbrio se desloca de modo a anular a ação da “força” aplicada, de modo a atingir novamente um novo equilíbrio. Considere o seguinte sistema em equilíbrio químico (v1 igual a v2): v1 1N2 (g)

+

3 H2 (g)

2 NH3 (g) v2

1 vol

3 vol

ΔH = -- 26 kcal/mol (sentido direto é exotérmico, isto é, libera calor)

2 vol

4 vol

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Influência da pressão Aumentando-se a pressão sobre um sistema em equilíbrio químico, este se desloca para o sentido de menor volume e diminuindo-se a pressão ocorre o contrário. No exemplo dado,se aumentarmos a pressão haverá momentaneamente um deslocamento para a direita (v1 aumenta em relação a v2), que é o sentido que sofre contração de volume (2 volumes), de modo a aumentar a formação de NH3 (g). Se diminuirmos a pressão sobre esse sistema o equilíbrio se desloca para a esquerda (v2 aumenta em relação a v1), que é o sentido que sofre expansão de volume (4 volumes), de modo a aumentar a decomposição da amônia, formando mais N2(g) e H2(g). Este deslocamento ocorre até que novo equilíbrio seja atingido (v1 se iguale a v2). Influência da temperatura Aumentando-se a temperatura (aquecimento) de um sistema em equilíbrio químico, este se desloca no sentido que absorve o calor fornecido por esse aumento de temperatura, ou seja, o sentido onde a reação é endotérmica e diminuindo-se a temperatura (resfriamento) ocorre o contrário. No exemplo dado, como a reação no sentido direto é exotérmica (libera calor), um aumento de temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda, que é o sentido endotérmico (absorve calor), de modo a decompor a NH3 (g) (v2 aumenta em relação a v1) e um resfriamento favorece o deslocamento para o sentido direto (v1 aumenta em relação a v2), de modo a formar mais amônia, até que novo equilíbrio seja atingido. Influência das concentrações Aumentando-se a concentração (adicionando) de uma das substâncias presentes no equilíbrio, este se desloca no sentido a consumir aquilo que foi adicionado a mais (lado oposto daquilo que foi adicionado ao sistema) e diminuindo-se a concentração (retirando do sistema), o equilíbrio se desloca no sentido a formar aquilo que foi retirado. No exemplo dado se aumentarmos a concentração de H2 (g) no sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido a consumir o H2 (g) que foi adicionado a mais, que é o sentido de formação de NH3 (g). Neste caso v1 aumenta em relação a v2. Se retirarmos H2 (g), o equilíbrio se desloca no sentido a repor o H2 (g) que foi retirado, que é o sentido inverso, o da decomposição da amônia, e assim por diante. Influência do catalisador Quando adicionamos um catalisador a um sistema em equilíbrio químico, este aumenta tanto a velocidade no sentido direto como a velocidade no sentido inverso, na mesma proporção. Assim, catalisadores não provocam deslocamento de equilíbrio. Eles provocam apenas uma diminuição do tempo necessário para se atingir o equilíbrio químico.

Exercícios: 01) Dado o equilíbrio: CO (g)

+

H2 (g)

CH3OH (g)

+

calor

Indique o efeito provocado por estes fatores: a) b) c) d) e) f)

Diminuição da concentração de CO (g). Aumento da concentração de H2 (g). Retirada de CH3OH (g). Aquecimento do sistema. Aumento da pressão do sistema. Adição de catalisador ao sistema.

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02) Para o sistema em equilíbrio: N2 (g)

+

O2 (g)

NO (g)

ΔH > 0

Diga qual é o efeito provocado por: a) b) c) d) e)

Adição de gás oxigênio. Remoção de NO (g). Resfriamento do sistema. Adição de catalisador. Diminuição do volume do recipiente.

03) Na preparação do ácido sulfúrico, em uma das etapas do processo ocorre a seguinte reação de equilíbrio: SO2 (g)

+

O2 (g)

SO3 (g)

ΔH < 0

Para aumentar o rendimento da reação é conveniente: a) b) c) d) e)

Aumentar a temperatura e a pressão sobre o sistema. Diminuir a temperatura e a pressão sobre o sistema. Diminuir a temperatura e aumentar a pressão sobre o sistema. Aumentar a temperatura e diminuir a pressão sobre o sistema. Deixar a temperatura constante e diminuir a pressão sobre o sistema.

Exercícios complementares: 01) A constante de equilíbrio (Kc) da reação N2(g) + H2(g) da temperatura. Com base nesse dado pode-se afirmar que:

NH3(g) aumenta com a diminuição

a) A formação da amônia é uma reação exotérmica. b) O equilíbrio da reação desloca-se para a direita com o aumento de temperatura. c) Para aumentar a formação de NH3 é preciso aumentar a temperatura, aumentar a pressão e adicionar um catalisador. d) Para aumentar a formação de NH3 é preciso diminuir a temperatura, diminuir a pressão e retirar a amônia formada. e) Há diminuição da velocidade da reação endotérmica pelo aumento de temperatura e aumento da pressão. f) Não há deslocamento de equilíbrio pelo aumento de pressão.

02) Na reação em equilíbrio abaixo, para aumentar a formação de CO2 (g) é necessário: CO(g) a) b) c) d) e) f)

+

O2(g)

--

calor

CO2 (g)

Aumentar a temperatura, aumentar a pressão e retirar o SO3 formado Diminuir a temperatura, diminuir a pressão e adicionar um catalisador. Aumentar a temperatura, diminuir a pressão e adicionar um catalisador. Diminuir a temperatura, aumentar a pressão e aumentar o fluxo de oxigênio. Manter a pressão, diminuir a temperatura e retirar o SO3 formado. Diminuir a temperatura, aumentar a pressão e retirar monóxido do sistema.

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03) Considere o sistema em equilíbrio (equação não balanceada). H2S (g)

+

O2 (g)

H2O (g)

+

SO2

(g)

∆H < 0

Para aumentar o rendimento do dióxido de enxofre é conveniente: a) b) c) d) e) f)

Alimentar com O2, aumentar T, diminuir P e retirar o SO2 formado. Retirar H2S, diminuir T, aumentar P e adicionar um catalisador. Alimentar com H2S, aumentar T, aumentar P e adicionar água ao stema. Alimentar com O2, diminuir T, manter P constante e retirar o SO2 formado. Alimentar com H2S, diminuir T, aumentar P e retirar água do sistema. Alimentar com O2, aumentar T, aumentar P, adicionar catalisador e retirar o SO2 formado.

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EQUILÍBRIO EM MEIO AQUOSO (EQUILÍBRIO IÔNICO) É todo equilíbrio químico onde há a presença de íons. Consideremos uma solução aquosa contendo uma substância AB dissolvida. Essa substância AB está ionizada (se for molecular) ou dissociada (se for iônica). É portanto um eletrólito e apresenta um certo grau de ionização α.

T

AB

Assim, no equilíbrio: A+(aq)

AB(aq)

+

B-- (aq)

solvente A+

B--

Ki = [ A+ ] . [ B-- ] [ AB ]

AB αAB

Para ácidos Ki é Ka Ki é constante de ionização Para bases Ki é Kb Um equilíbrio iônico é uma relação entre aquelas moléculas que se ionizaram (ou dissociaram) após a dissolução, se transformado em íons A+ e B--, e aquelas moléculas que permaneceram na forma inicial AB, todos em equilíbrio em solução aquosa.

Exemplo: 25ºC

HNO2 0,02 M +

H

-+

NO2-HNO2

αHNO2 = 15 %

HNO2(aq)

H+(aq)

início

0,02

0

0

ionizou/formou

15 x 0,02 = 0,003 100 0,02 – 0,003 = 0,017

0,003

0,003

0,003

0,003

equilíbrio

+

NO2—(aq)

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Calculo da constante de ionização Ka: Ka = [ H+ ] . [ NO2-- ] [ HNO2 ]

Ka = 0,003 . 0,003 0,017

Ka = 5,3 . 10—4 mol/L

O valor de Ka, muito menor que 1, nos indica a presença de pouquíssimos íons H+ e NO2-- em equilíbrio químico com moléculas de HNO2, que não se ionizaram. Todas as três substâncias coexistem na solução aquosa porem com predominância de moléculas não ionizadas. Trata-se de um eletrólito fraco.

Lei da Diluição de Ostwald Seja a reação genérica: A+(aq)

AB(aq) -

+

B-- (aq)

eletrólito AB com grau de ionização α nº. de mols iniciais de AB = n. nº. de mols ionizados de AB = α . n recipiente de volume V

A+ α.n α.n α.n V

AB início n Ionizou/formou α.n n no equilíbrio n -- α . n [ ] no equilíbrio n -- α . n V

+

B-α.n α.n α.n V

Molaridades no equilíbrio: [ AB ] = n - αn V

[ AB ] = (1 - α) n V

[ A+ ] = αn V

[ A+ ] = α η

[ B-- ] = αn V

[ B-- ] = α η

[ AB ] = (1 - α) η

Generalizando a Constante de Ionização Ki

Ki = [ A+ ] . [ B-- ] [ AB ]

Ki = α η . α η (1 - α) η

Ki = α2 η 1-α LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD

a) A Lei da diluição de Ostwald (Wilhelm Ostwald 1853 – 1932) relaciona a constante de equilíbrio (Ki) com o grau de ionização (α).

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b) Ela é usada principalmente para soluções diluídas e eletrólitos fracos (α < 5%). c) A maioria dos casos práticos refere-se a monoácidos e monobases. d) No caso de ácidos fracos (α < 5%), o denominador 1 - α da expressão será considerado 1, pois α é um valor muito pequeno. Assim a expressão da lei da diluição se resume no seguinte:

α2 . η

Ki =

Quanto mais diluído é o eletrólito, maior é o seu grau de ionização Se a ionização se der em etapas, estabelecemos tantas constantes quantas forem as etapas. Exemplo: Ionização do H2SO4 H2SO4 1ª. etapa (liberação do 1º. H+)

+

HSO4--

H2O H+

H2SO4

+

+

H3O+

HSO4--

ou

onde

Ka1 = [ H+ ] . { HSO4-- ] [ H2SO4 ] HSO4-2ª. etapa (liberação do 2º. H+)

+

SO42--

H2O

HSO4--

H+

+

SO42--

+

H3O+

ou

onde

Ka2 = [ H+ ] . [ SO42-- ] [ HSO4-- ] O grau de ionização da 1ª. etapa (liberação do 1º. H+) é sempre muito maior do que o grau das etapas subseqüentes.

Assim:

α1 > α2 > ... > αn Ka1 > Ka2 > ... > Kan

Observe a tabela de constantes de ionização de alguns ácidos fracos, em soluções aquosas de mesma molaridade: Ácido Ácido Nitroso (HNO2) Ácido Acético (CH3COOH) Ácido hipocloroso (HClO) Ácido Cianídrico (HCN)

Ka (25ºC) 5,0 . 10--4 1,8 . 10--5 3,2 . 10--8 4,0 . 10--10

O ácido com maior Ka é o HNO2. Supondo todos eles com a mesma concentração molar, O HNO2 é a solução com maior “acidez” (maior concentração de íons H+), ou seja, é mais forte que os outros. Consequentemente o HCN menos ácido.

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Exercícios: 01) Escrever a expressão da constante de equilíbrio para os seguintes eletrólitos: a) HClO2

b) HNO2

c) H2SO3

d) NH4OH

e) H3PO4

f) Fe(OH)3

02) Calcule a molaridade de íons H+ em íons-g/L (ou concentração hidrogeniônica) do ácido acético (HAc) e a constante de ionização deste ácido numa solução 0,1 M com grau de ionização 0,9 %. Escrever a expressão de Ka e a equação de equilíbrio. 03) Calcular o grau de ionização de um monoácido fraco (HA), em solução 0,3 M, sabendo que seu Ka = 1,8 . 10—3. Calcular em seguida sua concentração hidrogeniônica [H+] em íons-g/L. Escrever a expressão de Ka e a equação de equilíbrio. 04) O ácido acetilsalicílico (AAS), mais conhecido como aspirina, é um ácido orgânico fraco. Uma solução aquosa é preparada dissolvendo-se 0,1 mol de aspirina por litro. A concentração de íons H+ nessa solução é 0,004 íons-g/L. Calcule o Ka da aspirina. 05) Em uma solução 0,2 mol/L, o α do HAc é igual a 0,3 %. Diluindo essa solução até que se torne 0,02 mol/L, qual será seu novo α ? 06) A constante de ionização do hidróxido de amônio (NH4OH) é de 1,8 . 10—5 mol/L. O grau de ionização à temperatura T é de 3 % : a) Qual a expressão da constante de equilíbrio? b) O que acontecerá ao equilíbrio se adicionarmos um sal como o NH4Cl? c) Qual a molaridade da solução inicial? d) Qual o novo valor de α se 200 mL de solução inicial for diluída até 800 mL com água?

Efeito do íon comum Observe o seguinte sistema:

HCN α H+

HCN

CN--

H+

+

CN--

(ácido fraco)

HCN íon comum

NaCN α H+

CN--

NaCN

Na+

+

CN--

(sal do ácido fraco)

+

Na HCN CN--

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Pelo Princípio de Lê Chatelier: A adição de um íon comum a um sistema em equilíbrio desloca esse equilíbrio de modo a consumir o que foi adicionado (lado oposto do íon adicionado). H+

HCN

CN--

+

Efeitos da adição de um íon comum: a) A adição de uma sal de ácido fraco a uma solução desse ácido enfraquece-o ainda mais (diminui seu α). b) A adição de um sal de base fraca a uma solução dessa base enfraquece-a ainda mais (diminui seu α). c) Se o equilíbrio acima foi deslocado para a esquerda com a adição de NaCN, aumenta a formação de HCN e diminui a presença de íons H+ e CN-- que já estavam na solução antes da adição do íons comum. Conseqüentemente o HCN ficou mais fraco do que já era.

Efeito do íon não comum Uma outra aplicação do princípio de Lê Chatelier a equilíbrios iônicos se refere ao efeito da adição de uma substância que não contém um íon em comum com o equilíbrio considerado, mas que exerce ação deslocadora desse equilíbrio. Observe o equilíbrio cromato-dicromato em meio ácido (H+) abaixo:

2 CrO42--

-

CrO42-H+

H+

+

2 H+

Cr2O72--

íons cromato (cor amarela)

CrO42-H2 O Cr2O72—

+

H2 O

íons dicromato (cor alaranjada)

Ao adicionarmos uma solução básica (NaOH por exemplo), contendo íons OH— ao equilíbrio acima, estes íons OH-- irão retirar íons H+ da solução para formação de moléculas de água. Haverá, portanto, deslocamento do equilíbrio no sentido de repor o que foi retirado, ou seja, para a esquerda. Visualmente percebemos isto pela coloração da solução que ornará mais amarela (formação de mais íons CrO 42--).

Exercícios: 01) O que acontecerá a uma solução saturada de hidróxido férrico, Fe(OH)3, se adicionarmos NaOH a essa solução em equilíbrio? Explicar com esquemas, equações e comentários. 02) A desnitrificação é um fenômeno que prejudica a fixação de ânions nitrato, NO3--, pelas plantas.Ela é mais intensa em solos pouco aerados, onde ocorre a redução de nitrato a N2. 5 C6H12O6

+

24 NO3--

+

24 H+

30 CO2

+

42 H2O

+

12 N2

Para evitar esse problema é comum alcalinizar o solo. Explique como isso é possível:

17

03) O odor desagradável de peixe morto é devido à metilamina ( CH3 – NH2 ), formada pela decomposição das proteínas do peixe. A metilamina em água estabelece o seguinte equilíbrio: CH3 – NH2

+

CH3 -- NH3+

H2O

+

OH—

Aproveita-se a existência desse equilíbrio para diminuir o odor desagradável adicionando limão ou vinagre. Explique como se consegue isso pela adição dessas substâncias.

04) Do repolho roxo pode-se extrair, por fervura com água, uma substância que é responsável pela sua coloração característica. Esta substância é um ânion de um ácido fraco cuja dissociação pode ser escrita como: H+

HR (amarelo)

+

R(roxo)

Utilizando este equilíbrio, explique detalhadamente porque a adição de vinagre ou limão a este extrato faz com que ele mude de cor.

Equilíbrio Iônico na Água A água pura se auto ioniza, em quantidade bem pequena, segundo a expressão:

H2O H2O

+

H3O+

H2O

+

OH--

ou simplificadamente: H+ H2O H2O

H2O

OH--

H+

H2O

+

OH--

Assim, o Ki para esse equilíbrio será: Ki = [ H+ ] . [ OH--] [H2O ] A concentração de íons [ H+ ] e [ OH-- ] é tão pequena que a concentração de [ H2O ] pode ser considerada constante.

A 25ºC a) b) c) d)

O Ki da água é 1,82 . 10—16 (obtido experimentalmente). A [ H2O ] = molaridade = nº. de mols de H2O em 1 L. 1 L de H2O = 1000 mL H2O = 1000 g H2O (densidade da água é aproximadamente 1,0 g/mL). A massa molecular da água é 18 g/mol.

Portanto: [ H2O ] =

m___ M . V

[ H 2O ] =

1000_ 18 . 1

[ H2O ] = 55,55 mols/L

18

Na expressão de equilíbrio: Ki = [ H+ ] . [ OH-- ] [H2O ]

Ki . [ H2O ] = [ H+ ] . [ OH-- ]

O produto Ki . [ H2O ] é chamado produto iônico da água e é simbolizado por Kw. Seu valor é: Ki . [ H2O ] = [ H+ ] . [ OH-- ] 1,82 . 10--16 . 55,55 = [ H+ ] . [ OH-- ] = Kw

Kw = 1,0 . 10--14

A concentração de [ H+ ] é igual à concentração de [ OH-- ] [ H+ ] . [ OH-- ] = 10—14 x . x = 10--14 2 x = 10—14 x x

= =

√ 10--14 10-7

Portanto: [ H+ ] = [ OH-- ] = 10—7 íons-g/L

(Água Pura)

Agora: HA (ácido)

H2O

H2O

H+

HA

H+

OH--

+

+

A--

+

H2O H OH-H2O H2O

íon comum

A adição do ácido desloca o equilíbrio para a esquerda e retira íons OH-- de modo a permanecer a igualdade [ H+ ] . [ OH-- ] = 10—14 , pois 10—14 é constante (não muda). Assim: em Soluções Ácidas:

[ H+ ] > [ OH-- ]

em Soluções Básicas: [ H+ ] < [ OH-- ]

[ H+ ] > 10-7 íons-g/L [ H+ ] < 10--7 íons-g/L e

e

[ OH-- ] < 10--7 íons-g/L [ OH-- ] > 10--7 íons-g/L

em Soluções Neutras: [ H+ ] = [ OH-- ] = 10—7 íons-g/L

Exemplo: A 25ºC, uma solução apresenta a concentração de [H+] igual a 10--5 íons-g/L. Qual a concentração de [OH-]? [ H+ ] . [ OH-- ] = 10—14 10--5 . [ OH-- ] = 10—14 [ OH-- ] = 10—14 10--5

∴

[ OH-- ] = 10—9 íons-g/L

19

pH e pOH (Acidez e Basicidade) O potencial hidrogeniônico (pH) e potencial hidroxiliônico (pOH) são uma escala logarítmica da medida da [ H+ ] e [ OH-- ] . Essa escala foi introduzida em 1909, pelo bioquímico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen (18681939). soluções neutras +

[H ]

10

0

10

--7

10-14

soluções ácidas --

[ OH ]

soluções básicas

--14

10

10

--7

100

pH = -- log [H+]

[H+] = 10--pH

pOH = -- log [OH--]

[OH--] = 10--pOH

A escala acima fica assim: soluções neutras

pH

0

7

pOH

14

14

soluções ácidas

soluções básicas

7 pH

+

pOH

0 =

14

Observações: a) Quanto menor o pH (de 7 tendendo a zero), mais ácida é a solução. b) Quanto maior o pH (de 7 tendendo a 14), mais básica e a solução.

Tabela de pH de soluções líquidas a 25ºC

SOLUÇÃO Soda Cáustica 1 M Água Sanitária (NaClO) Clara de Ovo Água do mar Sangue Humano Lágrima

pH SOLUÇÃO pH 13,0 Queijo 4,8-6,4 11,8-12,5 Água de Chuva 5,6-6,0 7,8-8,2 Leite de Magnésia 10,5-10,6 7,7-8,2 Amoníaco 11,8-12,4 7,3-7,5 Detergentes 7,5-8,5 7,0-7,2 Suco de Tomate 3,5-5,0

20

Leite de Vaca Saliva Humana Água Potável Água Pura Café Preparado Refrigerante

6,8-7,0 6,4-6,9 6,5-8,0 7,0 5,8-6,2 4,9-5,2

Urina Humana Cerveja Suco de Laranja Vinho Vinagre Suco de Limão

4,8-8,4 4,4-4,6 3,9-4,2 3,0-4,0 2,9-3,2 2,2-2,4

Medidores de pH a) Indicadores O uso de indicadores na medida de pH é razoavelmente preciso. Estes indicadores são geralmente substâncias orgânicas de caráter ácido muito fraco, caráter básico muito fraco ou ainda caráter anfótero, que possuem a propriedade de mudar de coloração na presença de um ácido ou uma base. Observe abaixo o comportamento de um indicador, o Vermelho de Tornassol (HIn). Na forma associada (molecular) este indicador tem cor vermelha e na forma ionizada, o íon In- tem cor azul. H+

HIn Vermelho

+

InAzul

Numa solução básica, o OH- consome H+ e o equilíbrio desloca-se para a direita, no sentido de formar In- e o indicador apresenta a coloração azul. Numa solução ácida, a quantidade de H+ aumenta e o equilíbrio desloca-se para a esquerda, no sentido de formar HIn e o indicador apresenta cor azul. O exposto para o Vermelho de Tornassol é o funcionamento geral dos indicadores. Na prática, a mudança de coloração não é instantânea, existe uma faixa de pH na qual ocorre a viragem de coloração do indicador.

Tabela de indicadores e suas faixas de viragem

Indicador Azul de Timol Azul de Bromofenol Vermelho Congo Alaranjado de Metila Verde de Bromocresol Vermelho de Metila Vermelho de Tornassol Vermelho de Bromofenol Azul de Bromotimol Vermelho de Fenol Vermelho Neutro Vermelho de Cresol Azul de Timol Fenolftaleína Timolftaleína Amarelo de Alizarina Azul de Epsilon

Viragem do Indicador (intervalo de pH) 1,2-2,8 3,0-4,6 3,0-5,2 3,1-4,4 3,8-5,4 4,4-6,2 5,0-8,0 5,2-6,8 6,0-7,6 6,8-8,2 6,8-8,0 7,0-8,8 8,0-9,3 8,2-9,8 9,3-10,5 10,0-12,1 11,6-13,0

Cor abaixo do intervalo de pH de viragem Vermelha Amarela Violeta-Azulada Vermelha Amarela Vermelha Vermelha Amarelo-Alaranjada Amarela Amarela Vermelho-Azulada Amarela Amarela Incolor Incolor Amarelo-Clara Alaranjada

Cor acima do intervalo de pH de viragem Amarela Violeta-Avermelhada Alaranjado-Avermelhada Alaranjado-Amarelada Azul Alaranjado-Amarelada Azul Púrpura Azul Vermelha Alaranjado-Amarelada Púrpura Azul Violeta-Avermelhada Azul Amarelo-Acastanhada Violeta

21

b) Aparelhos eletrônicos Como a condutibilidade elétrica de uma solução aquosa está relacionada à concentração de seus íons, a sua medida é uma forma de se determinar a [H+] e portanto o pH. Os aparelhos denominados potenciômetros, que determinam o potencial elétrico, e pHmetros, que medem a condutibilidade elétrica da solução, possuem uma escala que mostra o pH da solução. Exemplos: 01) Qual o pH e o pOH [ H+ ] = 0,001 íons-g/L ? Solução:

de

uma

solução

que

apresenta

concentração

hidrogeniônica

[ H+ ] = 0,001 = 10--3 íons-g/L pH = -- log [ H+ ] pH = -- log 10—3 pH = 3

pH + pOH = 14 3 + pOH = 14 pOH = 14 -- 3 pOH = 11

[ OH-- ] = 10--pOH [ OH--] = 10--11 íons-g/L

02) Qual o pH, o pOH e a concentração hidrogeniônica [ H+ ] de uma solução que apresenta concentração hidroxiliônica [ OH-- ] = 10--5 íons-g/L ? Solução: pOH = -- log [ OH-- ] pOH = -- log 10—5 pOH = 5

pH + pOH = 14 pH + 5 = 14 pH = 14 -- 5 pH = 9

[ H+ ] = 10--pH [ H+] = 10—9 íons-g/L

03) Qual o pH e o pOH de uma solução que apresenta concentração { H+] = 4 . 10—2 íons-g/L? Dado log 4 = 0,6. Solução: log (a . b) = log a + log b pH pH pH pH

= = = =

--log [H+] -- log 4 . 10—2 -- (log 4 + log 2) 1,4

pH + 1,4 +

pOH = 14 pOH = 14 pOH = 12,6

Exercícios: 01) Calcule as concentrações molares de H+. Ac- e HAc numa solução 0,1 M de ácido acético, sabendo que nessa solução o ácido está 1,34 % ionizado. Calcule também o valor da constante de equilíbrio. 02) A constante de ionização de um monoácido fraco HA é de 9 . 10-8. Calcule seu grau de ionização numa solução 0,01 M, em determinada temperatura. 03) Numa solução x molar de um ácido HA, seu grau de ionização a certa temperatura é 0,01 %. Determine x, sabendo que a constante de ionização desse ácido é 1,2 . 10-9. 04) Calcule o grau de ionização e a concentração hidrogeniônica de uma solução 0,02 mol/L de ácido acético (HAc) a 25ºC, sendo a sua constante igual a 1,8 . 10-5. 05) A constante de ionização do ácido fórmico (HCO2H) é 2. 10-4. Construa um gráfico dos valores de α em função de M.

22

06) Tem-se uma solução aquosa que apresenta concentração de íons H+ igual a 10-4 íons-g/L. Qual o pH dessa solução? Qual a característica dessa solução (é acida ou básica)? pH = 4 07) Tem-se uma solução cuja concentração de íons OH- é igual a 10-6 íons-g/L. Qual o pH dessa solução? Qual a característica dessa solução (é ácida ou básica)? pH = 8 08) Numa solução, a concentração de íons H+ é de 4 . 10-8 íons-g/L Qual o pH dessa solução? Dado 4 = 0,6. pH = 7,4

log

09) A concentração de íons OH- numa solução é 0,0008 íons-g/L. Determine o pH. Dado log 8 = 0,9. pH = 10,9 10) Tem-se uma solução aquosa de ácido acético (HAc) 0,1 mol/L. Determine o pH dessa solução, sabendo que o ácido está 0,1 % ionizado. pH = 4 11) Numa solução aquosa 0,5 M, o grau de ionização do hidróxido de amônio (NH4OH) é 0,02 %. Determine o pH dessa solução. pH = 10 12) Um monoácido HÁ encontra-se 0,04 % ionizado numa solução 0,2 M. Calcule o pH, sabendo que log 8 = 0,9. pH = 4,1 13) A constante de ionização do ácido acético é de 1,8 . 10-5. Determine o pH de uma solução 0,02 molar desse ácido. Dado log 6 = 0,77. pH = 3,23 14) Calcule o pH de uma solução 0,1 mol/L de ácido nítrico (HNO3). Considerar seu grau de ionização 100 %, pois o ácido nítrico é um ácido forte. pH = 1 15) Tem-se uma solução aquosa 0,02 M de NaOH. Calcule o pH. Considerar α = 100 % e log 2 = 0,3. pH = 12,3 16) Sabendo que o grau de ionização do HCl é 100 % numa solução 0,01 M, calcular o pH dessa solução. pH = 2 17) Um determinado monoácido HA apresenta constante de ionização igual a 5 . 10-9. Calcule o pH de uma solução 0,5 M desse ácido. Dado log 5 = 0,7. pH = 4,3 18) Calcule o pH de uma solução de um monoácido HA que está 0,03 % ionizado, sendo a sua constante de ionização igual a 1,8 . 10-7. Dado log 6 = 0,77. pH = 3,23 19) Uma monobase COH apresenta constante de ionização 4,5 . 10-6. Calcule o pH de uma solução 0,5 molar dessa base. Dado log 1,5 = 0,12. pH = 11,12 20) Determine o pH de uma solução de uma monobase COH, sabendo que a sua constante de ionização é 2,4 . 10-11 e que está 2 . 10-3 % dissociada. Dado log 1,2 = 0,1. pH = 8,1 21) Determine o pH de uma solução 10-4 N de NaOH. 22) Qual o pH de uma solução 10-3 M de HClO4?

pH = 10

pH = 3

23) Calcule o pH de uma solução 0,1 N de ácido fórmico, cujo grau de ionização é 4,5 . 10-2 nessa concentração. Dado log 4,5 = 0,65. pH = 2,35 24) Achar o pH de uma solução 0,02 N de NH4OH, cujo grau de dissociação é 1,34 % nessa concentração. Dado log 2,68 = 0,43. pH = 10,43 25) Determine o pH de uma solução 0,0014 M de KOH. Dado log 1,4 = 0,15. pH = 11,15

23

26) Uma solução 0,05 N de NH4OH tem pH = 11. Calcule o grau de dissociação da base nessa concentração. α = 2 % 27) Uma solução de certa monobase tem pH igual a 10. O grau de dissociação da base nessa mesma concentração é 2,5 %. Calcule a normalidade da solução. 28) Calcule o pH de uma solução, cuja concentração hidrogeniônica é 0,0036 íons-g/L. Dado log 3,6 = 0,54. pH = 2,46 29) 30 mL de uma solução 0,2 N de ácido nítrico foram diluídos por adição de água destilada até atingir meio litro. Calcule o pH da solução resultante. Dado log 1,2 = 0,1. pH = 1,9 30) 50 mL de uma solução 0,5 M de KOH foram diluídos até formar 1000 mL de solução. Qual o pH da solução final ? 31) 200 mL de HCl 0,1 M foram misturados com 50 mL de NaOH 0,2 M. Qual o pH da solução resultante? 32) Misturam-se 150 mL de uma solução 0,3 N de NaOH com 400 mL de uma solução 0,2 N de HNO3. Calcular o pH da solução resultante. 33) 300 mL de KOH 0,2 M foram misturados com 100 mL de HClO4 0,6 M. Qual o pH da solução resultante?

Exercícios complementares: 01) Dissolveu-se 6 g de ácido acético a fim de formar 1 L de solução e, a 25ºC, sabe-se que a cada 300 moléculas deste ácido colocadas em solução, 12 se ionizam para atingir o equilíbrio.. Pede-se: a) Calcular a constante deste ácido (Ka) b) Calcular a concentração hidrogeniônica [H+]. c) Calcular o pH e o pOH da solução. 02) Dissolveu-se 14 g de hidróxido de amônio (NH4OH) a fim de formar 2 L de solução e, a 25ºC, sabe-se que a cada 500 moléculas desta base colocadas em solução, 5 se ionizam para atingir o equilíbrio.. Pedese: a) Calcular a constante desta base (Kb). b) Calcular a concentração hidroxiliônica [OH-]. c) Calcular o pH e o pOH da solução. 03) Se misturarmos 100 mL de uma solução de NaOH a 0,05 N com 180 mL de HCl a 0,025 N, qual o pH da solução resultante ? 04) Dentro de um recipiente contendo 500 mL, dissolveu-se 0,112 g de KOH e 0,0945 g de HNO3. Qual o pH da solução resultante?

24

HIDROLÍSE DE SAIS E FORÇA DA ÁGUA Observa-se experimentalmente que soluções aquosas de alguns sais têm características ácidas (pH < 7), enquanto soluções aquosas de outros sais têm características básicas (pH > 7). Outros sais ainda, em solução aquosa, possuem pH = 7, isto é, formam soluções neutras. A explicação para esse comportamento é dada a seguir: Toda reação de salificação: ÁCIDO

+

BASE

SAL

+

ÁGUA

Admite reação inversa: SAL

+

ÀGUA

ÀCIDO

+

BASE

Portanto estabelece o equilíbrio: SAL

+

ÀGUA

ÀCIDO

+

BASE

Todos os sais sofrem HIDRÓLISE (reação com água), com exceção daqueles derivados de ácido forte e base forte. O cátion do sal identifica a base da qual ele deriva, enquanto o ânion identifica o ácido. Como exemplo, temos o NH4Cl, que deriva da base NH4OH (base fraca) e do HCl (ácido forte). Assim o cloreto de amônio é um sal proveniente de um ácido forte e uma base fraca.

SAL DERIVADO DE EXEMPLO

ÁCIDO DE BASE DE ORIGEM ORIGEM

HIDRÓLISE +

-

Ac Forte e Base Fraca

NH4Cl

HCl

NH4OH

NH4 + HOH

Ac Fraco e Base Forte

NaCN

HCN

NaOH

CN + HOH

Ac Fraco e Base Fraca

NH4CN

HCN

NH4OH

NH 4 + CN + HOH

Ac Forte e Base Forte

NaCl

HCl

NaOH

Não ocorre

-

+

SOLUÇÃO

NH4OH + OH -

HCN + OH

-

NH4OH + HCN

Kh

Ácida pH < 7

Kh = Kw Kb

Básica pH > 7

Kh = Kw Ka

Neutra pH = 7

Kh =_Kw_ Ka.Kb

Neutra pH = 7

___

Nos quatro casos estudados podemos observar que: a) Na hidrólise do sal ocorre, na verdade, a hidrólise do íon correspondente à “parte fraca” (ao ácido fraco e/ou à base fraca). b) Na hidrólise prevalece o caráter ácido-base do mais forte. c) Cátions de base forte não se hidrolisam. d) Cátions de base fraca se hidrolisam. e) Ânions de ácido forte não se hidrolisam. f) Ânions de base fraca se hidrolisam.

25

Expressões: Para sais de eletrólitos muito fracos

Kh = αh2 . η 1 - αh

ou

Kh

=

αh2

.

η

Onde: Kh é a constante de hidrólise do sal αh é o grau de hidrólise do sal

Exercícios: 01) Sobre os sais abaixo, dizer se ocorre hidrólise. Caso ocorra, mostrar a equação de hidrólise e o caráter da solução (ácida, básica ou neutra). a) NaHCO3

b) KNO3

c) KBr

d) NH4NO3

e) Na2S

f) CaCl2

g) Ca(Ac)2

h) NH4NO2

i) Na2CO3

02) São preparadas quatro soluções, com a mesma concentração: de KOH, de HNO3, de NaCN e de NaCl. a) Qual delas apresenta o maior pH ? b) Qual delas apresenta o menor pH ? c) Em qual delas ocorre hidrólise do cátion ? 03) Dissolve-se cloreto de amônio (NH4Cl) em água, a 20ºC. Sabendo que nessa temperatura a constante de ionização do NH4OH é 2 . 10-5 mol/L, calcule a constante de hidrólise. 04) Prepara-se uma solução de cianeto de potássio a 20ºC. Determine a constante de hidrólise, sabendo que a constante de ionização do HCN é 8 . 10-10 mol/L. 05) Calcule a constante de hidrólise do acetato de amônio (NH4Ac), sabendo que as constantes de ionização do HAc e do NH4OH são 2 . 10-5 mol/L, na temperatura considerada. 06) Tem-se uma solução aquosa 0,25 M de nitrito de sódio a 25ºC. Sabendo que nessa temperatura a constante de ionização do ácido nitroso é 4 . 10-4, calcule a constante de hidrólise e o pH desta solução. Kh = 2,5 . 10-11 07) A constante de ionização do hidróxido de amônio a 18ºC é 1,8 . 10-5. Determine a constante de hidrólise e o pH do cloreto de amônio, numa solução 0,4 M a essa temperatura. Kh = 5,5 . 10-10 08) Determine o pH de uma solução 0,5 M de benzoato de sódio, sabendo que a constante de ionização do ácido benzóico (ácido fraco) vale 5 . 10-5. pH = 9 09) Tem-se uma solução 0,2 M de cloreto de amônio. Calcule o pH dessa solução, sabendo que a constante de ionização do hidróxido de amônio é 2 . 10-5. pH = 5 10) Prepara-se uma solução dissolvendo-se 5,35 g de NH4Cl em 500 mL de água. Determine o pH e o pOH dessa solução. Dado KNH4OH = 2 . 10-5. pH = 5 e pOH = 9 11) Calcule o pH e o pOH numa solução 0,05 M de NaCN. Dado KHCN = 2 . 10-9. pH = 10,7 e pOH = 3,3

26

12) Sabendo que o grau de hidrólise do acetato de sódio é 7,5 . 10-6 numa solução 0,8 M, qual o pH da solução ? pH = 8,77 13) Tem-se uma solução 0,5 M de NH4Br. Sabendo que a constante de ionização do NH4OH é 1,8 . 10-5, calcule: a) O grau de hidrólise e a constante de hidrólise do brometo de amônio. αh = 3,3 . 10-3 % b) A concentração de íons H+ dessa solução. [H+] = 1,7 . 10-5 íons-g/L c) O pH e o pOH dessa solução. pH = 4,77 e pOH = 9,23 14) Sabendo que KHAc = 2 . 10-5 e KNH4OH = 2 . 10-5, calcule a constante de hidrólise e o pH numa solução 0,5 M deste sal.

Exercícios complementares: 01) Dissolvem-se 32,8 g de acetato de sódio (CH3COONa) para formar 2 L. Pede-se: a) Escrever a reação de hidrólise e fornecer o caráter da solução. b) Calcular a constante de hidrólise (Kh). c) Calcular o grau de hidrólise em % (αh). d) Calcular a [H+] ou [OH-]. e) Calcular o pH e o pOH desta solução. 02) Prepara-se uma solução dissolvendo-se 10,7 g de NH4Cl em 500 mL de água. Calcular o pH e o pOH dessa solução. Dado: KNH4OH= 2 . 10-5 03) Sabe-se que em solução 0,2 M de ácido fórmico (HCOOH), a cada 300 moléculas dissolvidas, 9 delas sofrem ionização. Com base nesta informação, se dissolvermos 1,7 g de formiato de sódio (HCOONa), pedese: a) A equação de hidrólise do sal e o caráter da solução. b) A constante de hidrólise. c) A constante de ionização do ácido. d) O grau de hidrólise (em %). e) O pH e o pOH da solução de ácido fórmico. f) O pH e o pOH da solução de formiato de sódio. 04) O grau de hidrólise do NaCN, em solução 0,2 N é 0,85 % a 25ºC. Se dissolvermos 0,54 g de HCN afim de formar 250 mL solução, qual será o pH e o pOH desta solução do ácido? 05) Uma solução 0,5 M de benzoato de sódio possui pH=9. Determinar o pH de uma solução 0,2 M de ácido benzóico.

27

PRODUTO DE SOLUBILIDADE Numa solução saturada (no limite de solubilidade) de um eletrólito, temos o seguinte equilíbrio: B+(aq)

BA(aq) dissolvido mas não-dissociado

+

A-(aq)

solução saturada

Dissolvido e dissociado

+

B

-

A (aq)

(aq)

Equilíbrio Homogêneo

BA(aq)

Adicionando um pouco mais de BA sólido ao equilíbrio estabelecido acima, este precipita e se processa um equilíbrio dinâmico de dissolução do sólido BA: BA(s)

B+(aq)

BA(aq)

+

Solução super saturada

A-(aq) B

+

-

A (aq)

(aq)

BA(aq)

Equilíbrio Heterogêneo

BA(s) (corpo de fundo)

Esse equilíbrio pode ser representado assim: B+(aq)

BA(s)

+

A-(aq)

Define-se Kps (constante do produto de solubilidade) numa solução saturada de um eletrólito como

Kps

=

[ B+ ] . [ A- ]

Assim, Kps é a constante de equilíbrio heterogêneo representado pelo sal sólido e sua solução saturada.

Exemplo: O cloreto de prata (AgCl) é um eletrólito fraco (pouco solúvel). Seu equilíbrio heterogêneo em solução saturada é: Ag+ (aq)

AgCl (s)

+

Cl- (aq)

Kps = [Ag+] . [Cl-]

Quanto maior é o produto de solubilidade (Kps), mais solúvel é o eletrólito.

+ )Ag (aq)

-

Cl (aq)

Adicionando, por exemplo, uma solução de NaCl que tem o íon Cl- em comum, teremos o deslocamento do equil íbrio acima para a esquerda formando precipitado de AgCl. O efeito do íon comum é diminuir a solubilidade do sal.

AgCl(aq)

AgCl(s) (corpo de fundo)

28

Generalizando, para um eletrólito BxAy(s), teremos o seguinte equilíbrio homogêneo: +y

BxAy (s)

BxAy (aq)

xB

não dissolvido

dissolvido mas não dissociado

+

(aq)

yA

-x (aq)

dissolvido e dissociado

A constante do produto de solubilidade (Kps) será, numa determinada temperatura igual a:

Kps = [B+y]x . [A-x]y Qualquer adição de outro eletrólito com um íon comum desloca o equilíbrio para a esquerda, precipitando maiores quantidades de BxAy. Há precipitação do sal sólido de sua solução saturada. Assim, portanto: a) Se [B+y]x . [A-x]y < Kps

---------- a solução é insaturada (não atingiu o limite de solubilidade),

b) Se [B+y]x . [A-x]y = Kps

---------- a solução é saturada (está no limite de solubilidade),

c) Se [B+y]x . [A-x]y > Kps

---------- a solução é super-saturada (há a presença de corpo de fundo).

A molaridade da solução saturada é a própria solubilidade do sal, ou seja, é o coeficiente de solubilidade, expresso em mol/L. Assim, é possível calcular a molaridade de uma solução saturada a partir de seu valor de Kps.

Exemplos: 01) Calcular o Kps nos casos abaixo: a) De uma solução saturada de cloreto de prata (AgCl), de molaridade η: Ag+(aq) η

AgCl(aq) η Kps = [Ag+] . [Cl-] =

η . η

=

η2

+

Cl-(aq) η

unidade: (mol/L)2

b) De uma solução saturada de iodeto de chumbo II, de molaridade η: PbI2(aq) η Kps = [Pb2+] . [ I- ]2 = η . ( 2 η )2

Pb2+(aq) η

+

= 4 η3

2 I-(aq) 2η unidade: (mol/L)3

c) De uma solução saturada de fosfato de prata, de molaridade η: Ag3PO4 (aq) η

3 Ag+(aq) 3 η

Kps = [Ag+] . [PO43-] = (3 η)3 . η = 27 η4

+

PO43-(aq) η

unidade: (mol/L)4

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d) De uma solução saturada de sulfeto de alumínio, de molaridade η: 2 Al3+(aq) 2 η

Al2S3(aq) η = (2 η)2 . (3 η)3

Kps = [Al3+]2 . [S2-]3

=

+

108 η5

3 S2-(aq) 3 η unidade: (mol/L)5

02) A determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata em água é 2 . 10-2 mol/L. Calcule o Kps. Resolução:

Ag2SO4 η

2 Ag+ 2 η

+

SO42η

η = 2 . 10-2 mol/L = (2 η)2 . η = 4 η3

Kps = [Ag+]2 . [SO42-]

Kps = 4 (2 . 10-2)3

Kps = 3,2 . 10-5 (mol/L)3

Exercícios: 01) Tem-se uma solução saturada de um eletrólito. Adicionando-se 10 g desse eletrólito à solução, igual quantidade do eletrólito se depositará, se não for alterada a temperatura. ( ) certo ( ) errado 02) A constante do produto de solubilidade Kps de um eletrólito independe da temperatura. ( ) certo ( ) errado 03) Quanto maior o Kps, __________ (mais/menos) solúvel é esse eletrólito. 04) Entre dois eletrólitos, o mais solúvel é aquele que apresentar ____________(maior/menor) Kps. 05) Numa solução insaturada de um eletrólito ainda é possível dissolve-lo, sem que haja corpo de fundo. ( ) certo ( ) errado 06) Numa solução super saturada todo o eletrólito está dissolvido. ( ) certo ( ) errado 07) Uma solução saturada de um eletrólito contém este eletrólito dissolvido e não dissociado. ( ) certo ( ) errado 08) Quanto maior a temperatura de um solvente, tanto maior será a quantidade de soluto que pode ser dissolvida nele. ( ) certo ( ) errado ( ) nem sempre, mas na maioria dos casos 09) A solubilidade de um soluto é o mesmo que preparar uma solução saturada desse soluto. ( ) certo ( ) errado 10) A velocidade de dissolução ___________(cresce/decresce) com o passar do tempo e essa dissolução é mais fácil quando o sólido está pulverizado. ( ) certo ( ) errado 11) A velocidade de dissolução é __________________(inversamente/diretamente) proporcional à concentração da solução. 12) Considere os equilíbrios abaixo: Ag+(aq) Ag+(aq)

+ +

Cl-(aq) I-(aq)

AgCl(s) AgI(s)

Kps = 6 . 109 Kps = 1 . 1016

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a) Qual dos sais de prata é mais solúvel? Justifique: b) Calcule a concentração de íons Ag+ numa solução saturada de AgI. 13) Calcule a solubilidade do Fe2S3 em água, a 18ºC, sabendo que nessa temperatura seu Kps é 3,456 . 10-52. 2 . 10-11 mol/L 14) A solubilidade do Fe(OH)3 é 4,82 . 10-8 g/L. Calcule seu Kps. Dados Fe=56 O=16 e H=1.

1,1 . 10-36

15) Calcule a solubilidade a 25ºC do Ag3PO4, sabendo que nessa temperatura seu Kps é 1,56 . 10-18. 1,5 . 10-5 mol/L 16) Calcule o Kps do BaCO3, sabendo que na água a solubilidade desse sal é 0,13 mol/L.

1,60 . 10-4

17)Tem-se 1 L de uma solução saturada de AgCl. Nessa solução encontramos 1,7 . 10-3 g do sal. Determine seu Kps. 18) Calcule a concentração de íons OH- necessária para iniciar a precipitação do hidróxido férrico numa solução 0,1M de FeCl3. Dado Kps do hidróxido férrico = 1,1 . 10-36. 2,2 . 10-12 íons-g/L 19) Quantos gramas de BaSO4 podem ser dissolvidos a 25ºC em 200 mL de solução de sulfato férrico de concentração 8 g/L? Dado Kps do sulfato de bário é 1,2 . 10-10. 9,32 . 10-8 20) O Kps do Fe(OH)3 é 1,16 . 10-16. Qual a massa desse soluto necessária para saturar 250 mL de água, a 20ºC? 21) A solubilidade do sulfato plumboso, em água, é de 0,045 g/L, a 25ºC. Qual o Kps desse sal? 2,19 . 10-8 22) O produto de solubilidade do brometo de prata é 5,2 . 10-13. Se uma solução contém 2 . 10-2 mol de íons Br-, qual a máxima concentração de íons Ag+ necessária para saturar a solução? 2,6 . 10-11

Exercícios complementares: 01) Adicionando-se 20 g de um sal, de fórmula geral X2Y, em 2000 mL de água, obtém-se como corpo de fundo 19,9334 g do sal. Calcule o Kps do sal na temperatura considerada. Dados X = 108 e Y = 118. 02) Sabendo que a solubilidade do cromato de prata (Ag2CrO4) é de 5 mg a cada 200 mL, na temperatura considerada, calcular o seu Kps nesta temperatura. Dados Ag = 108, Cr = 52 , O = 16. 03) Se adicionar 0,25 g de fosfato de prata em 500 mL de água a 25ºC, será obtida uma solução saturada, insaturada ou supersaturada? Justifique com cálculos. Dado Kps = 1,0 . 10-21 04) Calcule a solubilidade (em mol/L e em g/L) e o pH de uma solução saturada de hidróxido plumboso? Dado Kps = 4 . 10-15 05) Se dissolver 500 mg de cromato de cálcio em 250 mL de água a 25ºC, será obtida uma solução saturada, insaturada ou supersaturada? Justifique com cálculos. Dados Kps = 7,1 . 10-4 , Ca=40, Cr=52, 0=16 06) Sabendo que a solubilidade do cromato de prata é de 5 mg a cada 200 mL, na temperatura considerada, calcular o Kps nessa temperatura. Dados Ag=108, Cr=52, 0=16 07) Se adicionar 10 mg de fosfato plumboso em 400 mL de água a 25ºC, será obtida uma solução saturada, insaturada ou supersaturada? Justifique com cálculos. Dado Kps = 8,0 . 10-43

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ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE É a reação de oxi-redução provocada pela corrente elétrica. O processo de eletrólise é basicamente contrário ao da pilha. Enquanto o processo químico da pilha é espontâneo, na eletrólise teremos um processo não espontâneo, provocado por uma corrente elétrica. Como fazer uma eletrólise? Preparamos uma solução de cloreto de sódio, por exemplo. Em seguida, instalamos dois eletrodos acoplados com um gerador. Observamos a formação de bolhas de gases nas imediações dos eletrodos. Isso mostra que está ocorrendo uma reação química provocada pela corrente elétrica, ou seja, uma eletrólise. A eletrólise é um processo que se baseia na descarga de íons, isto é, ocorre uma perda de carga por parte de cátions e ânions. Imagine um eletrólito genérico AB, cuja dissolução em água produza íons A+ e B-. A+ + B-

AB

Instalando o gerador com dois eletrodos, um deles funcionará como pólo positivo e o outro como pólo negativo. Quando em contato com a solução, os eletrodos irão atrair alguns íons e repelir outros. Simplificando, poderíamos dizer que o pólo positivo atrai os íons negativos (ânions) e o pólo negativo atrai os íons positivos (cátions).

Verifica-se assim uma migração de íons em direção aos eletrodos onde ocorre uma descarga. Então: a) A descarga dos ânions: Os ânions migram para o pólo positivo, e aí perdem a carga, isto é, sofrem uma descarga. Para tanto, os ânions precisam ceder elétrons para o pólo positivo. Pólo + :

B-

Bo + e

A partícula Bo resultante da descarga deixa de participar do processo. b) A descarga dos cátions: Os cátions, por sua vez, migram para o pólo negativo e também sofrem uma descarga. Para isso acontecer é necessário que os cátions recebam elétrons, os quais serão fornecidos pelo pólo negativo. Pólo - :

A+ + e

Ao

A partícula Ao resultante da descarga deixa de participar do processo.

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Note que no pólo positivo ocorreu uma oxidação e no pólo negativo ocorreu uma redução. Logo, o pólo positivo será o ânodo e o pólo negativo será o cátodo. A reação final do processo será obtida pela soma das equações parciais verificadas nos eletrodos. Nessa operação é preciso considerar o princípio de que o número de elétrons ganhos deve ser igual ao número de elétrons perdidos. Pólo + (ânodo) : Pólo - (cátodo):

BBo + e + A + e Ao o + Ao + B A + B

O gerador funcionará então como uma “bomba de elétrons”, algo semelhante a uma bomba d’água, ou seja, através dele os elétrons recebidos pelo pólo positivo serão transferidos para o pólo negativo.

ORDEM DE DESCARGA DOS ÍONS Consideremos uma solução submetida à corrente elétrica. Se nessa solução existirem dois ânions, qual dos dois se descarregará primeiro? E se existirem dois cátions, qual dos dois descarregará primeiro?

1º Caso: Ocorrendo uma disputa entre dois ânions, descarregará em primeiro lugar aquele que possuir o maior potencial de oxidação.

Em se tratando de soluções aquosas, onde irão existir sempre os íons H+ e H3O+, temos a seguinte situação: 01) Descarregam-se antes do H+, todos os cátions, com exceção dos cátions alcalinos, alcalino-terrosos e do cátion alumínio.

2º Caso: Ocorrendo disputa entre dois cátions metálicos, descarregará

Antes

Todos os cátions, exceto: Metais alcalinos, alcalino-terrosos e alumínio.

Depois

alcalinos alcalino-terrosos Alumínio

02) Descarregam-se antes do OH- os ânions não oxigenados, exceto o fluoreto. Descarregarão depois do OH- os ânions oxigenados, exceto HSO4- e ânions carboxilatos R-COO-.

Antes Não-oxigenados (Cl-, Br-, etc) Exceto: F-

Depois oxigenados: (SO42-, PO43-, etc) exceto : HSO4- e R-COO-

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Observações: 01) Dizer que um íon descarrega depois do H+ ou OH- significa dizer que aquele íon não sofre eletrólise em solução aquosa. Isso por que, se houver água, haverá íons H+ e OH-. 02) Os íons H+ descarregam-se antes apenas em relação aos cátions alcalinos, alcalino-terrosos e alumínio. Isso se deve a um fenômeno de sobrevoltagem. Tal fenômeno se baseia, em linhas gerais, em aumento do potencial de descarga dos íons H+, devido à formação de moléculas do gás H2. Estas moléculas estariam dificultando a descarga dos cátions H+, fazendo com que a sobrevoltagem necessária para tanto sofra um acréscimo. 03) O íon fluoreto não descarrega em soluções aquosas, devido ao seu baixo potencial de oxidação, o que dificulta bastante a sua oxidação.

EXERCÍCIOS: 01) Escreva as equações das semi-reações que ocorrem nos pólos e a equação final da eletrólise de: a) b) c) d) e) f)

KNO3 em solução aquosa ZnCl2 em solução aquosa Cu(NO3)2 em solução aquosa HNO3 em solução aquosa diluída CaCl2 fundido KCl fundido

ESTUDO QUANTITATIVO DA ELETRÓLISE O conhecimento das quantidades das substâncias formadas bem como da substância decomposta, numa eletrólise, ficou estabelecido em meados do século XIX através de pesquisas de Michael Faraday, que estabeleceu duas leis que relacionam as massas das substâncias com os respectivos equivalentes-grama e com a carga que atravessa a solução. LEIS DE FARADAY

1ª Lei de Faraday : “A massa da substância formada em um eletrodo é diretamente proporcional à carga que atravessa a solução”.

m = K1.Q Como Q = i.t, temos: m = K1.i.t onde: m = massa (g) K1 = constante de proporcionalidade i = intensidade de corrente (A) t = tempo (s)

Uma relação extremamente útil entre carga e massa diz que a carga de 96500 C (Coulombs) sempre formará 1 equivalente-grama em qualquer eletrodo. Na eletrólise de H2SO4 em solução diluída, teremos a formação de H2 no cátodo e O2 no ânodo. Quando 96500 Coulomb passarem pela solução, teremos a libertação de 1 equivalente-grama de hidrogênio no cátodo e simultaneamente a libertação de 1 equivalente-grama de oxigênio no ânodo. À quantidade de 96500 C, damos o nome de faraday (F). 1 faraday (F) = 96500 Coulomb

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Por outro lado, a carga de 1 faraday é transportada por 1 mol de elétrons (6,02 .1023 elétrons). Em resumo: O conjunto 6,02 . 1023 elétrons apresenta a carga de 1 faraday e sempre provocará a descarga de 1 equivalente-grama de substância em qualquer eletrodo da eletrólise.

m = K2.E

2ª Lei de Faraday:”A massa da substância formada em um eletrodo, é diretamente proporcional ao respectivo equivalentegrama”.

m = massa (g) K2 = constante de proporcionalidade E = equivalente-grama (g) Essa lei é muito útil para o caso de eletrólises em série, onde várias eletrólises são feitas com a mesma intensidade de corrente. Considere, por exemplo, uma solução de CuSO4 e outra de AgNO3 sofrendo eletrólise em série. Vamos analisar somente o que ocorre com os cátions.

mCu = K2.ECu

(I)

mAg = K2.EAg

(II)

Dividindo membro a membro as equações I e II, temos: mCu = K2.ECu mAg K2.EAg mCu = mAg

ECu EAg

As duas leis de faraday podem ser expressas através de uma única equação: m = K1.Q (primeira lei) m = K2.E (segunda lei) Quando uma grandeza é proporcional a duas outras, então ela é proporcional também ao produto dessas duas. Então: m = K.E.Q (I) Se m = E . Q = 96500 C Logo: m=K.E.Q E = K.E.96500 K = 1 / 96500

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Desse modo a equação (I) torna-se: m=

E.Q 96500

ou: m=

E.i.t

Equação Fundamental da Eletrólise

96500 A razão entre o equivalente-grama da substância formada e o faraday (96500 Coulomb) é denominada equivalente eletroquímico (ε) daquela substância. ε = E / 96500 (g/coulomb)

EXERCÍCIOS: 01) Qual o equivalente-grama de uma substância formada em um eletrodo, sabendo-se que, ao se passar uma corrente de intensidade 9,65 ampères durante 8 min 20s, forma-se 1,4 g da substância? 02) Qual a intensidade de corrente necessária para depositar em um eletrodo 3/5 do equivalente-grama de uma substância, ao término de 33 mim 20s ? 03) Determine a massa de prata que se obtém na eletrólise de nitrato de prata, quando se faz passar pela solução uma corrente de 5 ampères durante 3 min 13 s. 04) Tem-se duas cubas eletrolíticas contendo respectivamente solução de sulfato de zinco e solução de sulfato cúprico. Efetuando-se a eletrólise em série, qual a massa de cobre que se forma, sendo que a massa de zinco formada é de 13 g? 05) Calcule a massa de zinco que se deposita, na eletrólise de uma solução de cloreto de zinco, durante 16 min 5s, com corrente de 0,5 A. 06) Determine o tempo necessário para se obter 3,175 g de cobre por eletrólise de uma solução de sulfato cúprico com uma corrente elétrica de 100 A. 07) Qual o tempo necessário para uma corrente elétrica de 9,65 ampères depositar 5,4 g de prata, na eletrólise de uma solução de nitrato de prata? 08) Duas celas eletroquímicas, ligadas em série, contém, respectivamente, soluções aquosas de cloreto niqueloso e sulfato cúprico. Após algum tempo de eletrólise houve o depósito de 50,8 g de cobre numa das celas. Qual a massa de níquel depositada na outra cela? 09) Temos duas celas eletroquímicas ligadas em série e que contém respectivamente soluções aquosas de cloreto de zinco e sulfato cromo III. Calcule a massa de cromo que se deposita numa das celas, sabendo que a massa de zinco depositada na outra cela é de 13 g. 10) Uma indústria, que funciona ininterruptamente 24 horas por dia, produz alumínio por eletrólise da bauxita fundida. Utilizando 50 cubas e mantendo em cada uma delas corrente elétrica constante e igual a 1000 A, que massa do referido metal será obtida por dia? 11) A deposição eletrolítica de 2,975 g de um metal de peso atômico 119 requereu 9650 coulombs. Qual o número de oxidação desse metal?

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12) Calcular o volume de hidrogênio liberado, a 27ºC e 700 mmHg por uma corrente elétrica de 3,86 ampères, atravessando uma solução aquosa diluída de ácido sulfúrico, durante meia hora? 13) Calcular o volume de hidrogênio liberado, a 27ºC e 750 mmHg pela passagem de uma corrente de 1,6 ampères durante 5 minutos por uma cuba contendo NaOH. 14) Determine o volume de hidrogênio, medido nas CNTP, que se desprende simultaneamente com 4,0 g de O2 quando é feita a eletrólise de uma solução aquosa e diluída de NaOH. 15) Uma pilha de lanterna funciona fornecendo corrente constante e igual a 0,2 ampères. Após certo tempo, constata-se um desgaste de 0,1959 g de zinco. Qual o tempo de funcionamento da pilha? 03) Uma peça de bijuteria recebeu um “banho de prata”(prateação) por um processo eletrolítico. Sabendo que nessa deposição o Ag+ se reduz a Ag e a quantidade de carga envolvida no processo foi de 0,01 faraday, qual é a massa de prata depositada? 04) Se considerarmos que uma quantidade de carga igual a 9650 C é responsável pela deposição de cobre quando é feita uma eletrólise de CuSO4(s), qual será sua massa de cobre depositada? 05) Numa pilha de flash antiga, o eletrólito está contido numa lata de zinco que funciona como um dos eletrodos. Que massa de Zn é oxidada a Zn2+ durante a descarga desse tipo de pilha, por um período de 30 minutos, envolvendo uma corrente de 5,36.10-1 A? 06) Considere a eletrolise de 200 mL de solução 0,10 mol/L de sulfato de cobre II, numa cuba com eletrodos de platina, por uma corrente de 0,20A. (faraday = 96500C/mol e-). a. Escreva a equação da semi-reação catódica. b. Escreva a equação da semi-reação anódica. c. Calcule o tempo necessário para reduzir à metade a concentração dos íons Cu2+. Qual a massa de metal depositada, quando uma corrente de 10A ?

EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES: 01) Calcule a massa de cobre que se deposita na eletrólise de uma soluçao aquosa de sulfato de cobre, com uma corrente elétrica de 1,5 A , durante 16 min 5s. 02) Que massa de prata se deposita no cátodo quando se faz passar uma corrente elétrica de 10 A por uma solução de nitrato de prata, durante 20 min? 03) Qual o tempo necessário para uma corrente elétrica de 9,65 A depositar 5,4 g de prata na eletrólise de uma solução de nitrato de prata? 04) Certo metal M, de massa atômica 120, forma compostos onde existem íons M4+. Qual a massa desse elemento depositada no cátodo, quando se fornecem à eletrólise 9650C? 05) Calcule a quantidade de eletricidade necessária para decompor o sulfato de cobre II contido em 200 mL de uma soluçao 0,1M.

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