Química – Ciscato, Pereira, Chemello e Proti

8. Alternativa (c).

Tema 3

O pH de uma solução e a hidrólise salina

Quadro: Um sistema-tampão no ambiente bucal

1. Em ambos os casos, o excesso de íons H₃O⁺(aq) (ou H⁺(aq)) deve ser controlado para não gerar problemas de saúde, e, também em ambos, o processo de regulação pelo sistema-tampão ácido carbônico-hidrogenocarbonato tem função relevante.

2. Observa-se que o íon hidrogenocarbonato age como uma base de Brønsted-Lowry, sendo o receptor de íons H₃O⁺ responsáveis pelo aumento da acidez bucal, devido à produção de espécies ácidas pelo metabolismo das bactérias; como consequência, sua presença auxilia no combate à desmineralização do esmalte dentário.

Questões para fechamento do tema

1. No teste de condução de corrente elétrica, a lâmpada não acende quando a condutibilidade do meio não é suficiente. O grau de ionização da água é muito baixo e insuficiente para acender uma lâmpada incandescente. A adição de um eletrólito, como o sal de cozinha, na água aumenta a condutibilidade elétrica do sistema como resultado de sua dissociação iônica.

2. a) Segundo informações do enunciado, tem-se:

[H⁺] = 1,0 ⋅ 10⁻⁶ mol/L ⇒

⇒ pH = −log [1,0 ⋅ 10⁻⁶ mol/L] ⇒ pH = 6

[H⁺] = 2,5 ⋅ 10⁻⁶ mol/L ⇒

⇒ pH = −log [2,5 ⋅ 10⁻⁸ mol/L] ⇒ pH = 8 − 0,4 = 7,6

Assim, pode-se concluir que o indicador é amarelo quando o pH for menor que 6 e azul quando for maior que 7,6.

Suco de tomate: pH ≅ 4,6 < 6 ⇒ amarelo.

Água da chuva: pH ≅ 5,6 < 6 ⇒ amarelo.

Água do mar: pH ≅ 8,2 > 7,6 ⇒ azul.

b) O suco de tomate tem pH ≅ 4,6; logo, [H⁺] = 10^−4,6 mol/L. A água da chuva tem pH ≅ 5,6; logo, [H⁺] = 10^−5,6 mol/L. Assim, basta fazer a razão entre esses dois valores para saber quantas vezes o suco de tomate é mais ácido que a água da chuva.

= 10¹ = 10. Portanto, o suco de tomate é10 vezes mais ácido que a água da chuva.

3. a) É um processo endotérmico, pois, com o aumento da temperatura, há aumento no valor de K_w. O aumento da temperatura favorece a reação endotérmica; logo, o equilíbrio é deslocado segundo o princípio de Le Chatelier, aumentando a concentração de íons H⁺(aq) e OH⁻(aq) no sistema.

b) Seja qual for a temperatura, um sistema contendo apenas água terá a concentração de íons H⁺(aq) igual à de OH⁻(aq). O produto iônico da água é:

[H⁺] ⋅ [OH⁻] = K_w

Como [H⁺] e [OH⁻] são iguais nesse sistema, substituindo a concentração de ambos por x, tem-se:

x² = K_w ou x =

A 45 °C, tem-se:

x =

x = 2,0 ⋅ 10⁻⁷ mol/L

pH = −log [H⁺]

pH = −log [2,0 ⋅ 10⁻⁷ mol/L]

pH = 7 − 0,3 = 6,7

pH = pOH = 6,7

O pH = 7,0, portanto, corresponde à neutralidade apenas a 25 °C. Quanto maior a temperatura, menor o valor correspondente à neutralidade do sistema, como se pode verificar.

4. O enunciado afirma que a variação nos valores de pH do oceano pode favorecer a degradação dos corais; os temas abordados ao longo do capítulo mostram que o aumento da acidez bucal favorece a degradação do esmalte dos dentes. Assim, pode-se inferir que a composição química dos corais é susceptível à exposição ao meio ácido, assim como a do esmalte dos dentes, o que se confirma com a informação de que o íon carbonato é uma base de Brønsted-Lowry (logo, é um receptor de prótons).
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Assim, pode-se supor que o esqueleto de coralito seja formado com base em um equilíbrio químico alterado em função do aumento da acidez do meio. A presença de grandes quantidades de íons H⁺(aq) poderá favorecer a reação de formação de íon hidrogenocarbonato a partir do íon carbonato: H⁺(aq) + CO₃²⁻(s) ⇌ HCO₃⁻(aq). Por fim, essa reação irá favorecer a dissolução do coralito, visto que o hidrogenocarbonato de cálcio é solúvel em água, o que pode provocar a extinção dos corais.

5. Os íons Na⁺(aq) e Cl⁻(aq) formados na dissociação do cloreto de sódio em água não são nem ácidos nem bases de Brønsted-Lowry (ou seja, não são doadores nem receptores de prótons), pois são derivados de base e ácido fortes. Assim, não ocorrerá hidrólise nem mudança de pH do sistema.

Tema 4

O produto de solubilidade

Quadro: O fluoreto no ambiente bucal

1. Alternativa (d).

2. Apenas uma pequena fração da hidroxiapatita se transforma em fluorapatita, o que não justifica a proteção que o flúor efetivamente gera no esmalte dentário; entretanto, quando o meio bucal é exposto ao flúor, o pH crítico cai para 4,5 e, assim, no intervalo de pH 4,5 a 5,5, ao mesmo tempo que ocorre a desmineralização da hidroxiapatita, certa quantidade dos íons cálcio e fosfato dissolvidos retorna ao dente como fluorapatita.

3. O flúor ingerido passa a fazer parte dos fluidos corpóreos e, eventualmente, fará parte também da constituição química da saliva, o que garante seu fornecimento e a consequente proteção do esmalte à erosão gerada pelo meio ácido.

Questões para fechamento do tema

1. Para os três sais, é válida a relação:

S =

Calculando a solubilidade para os sais, tem-se:

BaSO₄: S = ⇒ S =1 ⋅ 10⁻⁵ mol/L

SrSO₄: S ⇒ S ≅ 6,0 ⋅ 10⁻⁴ mol/L

PbSO₄: S = ⇒ S ≅ 1,6 ⋅ 10⁻⁴ mol/L

O sal menos solúvel é o BaSO₄.

2. CaF₂(s) ⇌ Ca²⁺(aq) + 2 F⁻(aq)

K_s = (Ca²⁺) ⋅ (F⁻)². Substituindo as concentrações de Ca²⁺ e F⁻ por S e 2S, tem-se:

K_s = (S) ⋅ (2S)² ∴ K_s = 4 ⋅ S³ ∴ S = ⇒

⇒ S = ⇒ S =

⇒ S = 2,15 ⋅ 10⁻⁴ mol/L

BaSO₄(s) ⇌ Ba²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq)

K_s= [Ba²⁺] ⋅ [SO₄²⁻]. Substituindo as concentrações de Ba²⁺ e SO₄²⁻ por S e S, tem-se:

K_s= [S] ⋅ [S] ∴ K_s = S² ∴ S = ⇒ S =⇒

⇒ S = 1,0 ⋅ 10⁻⁵ mol/L

Nota-se que está errada a afirmação para a comparação proposta. Ela só é válida para compostos iônicos com igual proporção entre cátions e ânions, como BaSO₄ e BaCO₃, em que a proporção é de 1 : 1.

3. O fluoreto de cálcio é formado por um ânion proveniente de um ácido fraco (HF).

Equilíbrio I: CaF₂(s) ⇌ Ca²⁺(aq) + 2 F⁻(aq)

Equilíbrio II: H⁺(aq) + F⁻(aq) ⇌ HF(aq)

O aumento da acidez eleva a concentração de íons H⁺, favorecendo a formação de HF (equilíbrio II). Com a diminuição da concentração de íons F⁻(aq) devido à reação com íons H⁺(aq), haverá deslocamento do equilíbrio I para a formação de F⁻(aq), o que explica a maior solubilização do CaF₂ em meio ácido. O mesmo não acontece com o BaSO₄, pois o íon SO₄²⁻(aq) não forma ácido fraco em solução ácida (H₂SO₄ é um ácido forte); em outras palavras, o íon sulfato é uma base fraca (segundo a teoria de Brønsted-Lowry), enquanto o íon fluoreto é uma base forte.

4. Usando o exemplo informado, tem-se:

Al(OH)₃(s) ⇌ Al³⁺(aq) + 3 OH⁻(aq)

K_s = [Al³⁺] ⋅ [OH⁻]³

Substituindo [Al³⁺] e [OH⁻] por S e 3S, respectivamente:

K_s = S ⋅ (3S)³

K_s = 27 ⋅ S⁴

5. a) Como ambos os sais apresentam proporção entre cátion e ânion de 1 : 1, pode-se comparar suas solubilidades diretamente pela análise dos valores de K_s. O maior valor de K_s é do carbonato de bário, o que indica sua maior solubilidade.

b) O íon carbonato é considerado uma base de Brønsted-Lowry e, ao agregar íons H⁺(aq) presentes no suco gástrico, desloca o equilíbrio do BaCO₃, favorecendo sua dissolução e liberando íons bário para o sangue. O mesmo não ocorre com o sulfato, que não tem a tendência de reagir com íons H⁺(aq) – o ácido sulfúrico (H₂SO₄) é um eletrólito forte.

c) A adição dos íons sulfato desloca o equilíbrio de dissolução do BaSO₄, diminuindo a disponibilidade dos íons bário livres (Ba²⁺(aq)), garantindo, assim, a segurança do uso do produto.

6. De acordo com o gráfico, para a dissolução de cerca de 0,3 g de fluorapatita por litro de solução, o valor de pH deverá estar próximo de 4,0. Esse valor indica a maior resistência da fluorapatita à desmineralização em meio ácido, em comparação com a hidroxiapatita. Para que a desmineralização da fluorapatita seja favorecida, o pH bucal tem que ser menor do que aquele exigido para a desmineralização da hidroxiapatita.

Exercícios finais

1. As bebidas analisadas apresentam alto teor de acidez. O produto que apresenta caráter menos ácido tem pH = 3,4, que indica que ele tem acidez cerca de 100 vezes maior que o pH crítico (5,5) para o processo de desmineralização da hidroxiapatita. Evitar o consumo desse tipo de bebida é uma das atitudes que podem colaborar para não levar à degradação do esmalte dos dentes e, assim, manter a saúde bucal.

2. a) O ácido carbônico presente na água é parte integrante do seguinte equilíbrio:

CO₂(g) + H₂O(l) ⇌ H₂CO₃(aq) ⇌ H⁺(aq) + HCO₃⁻(aq)

Assim, a efervescência na água é devida à liberação de gás carbônico.
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b) Observa-se na tabela Primeiras constantes de ionização (K_a) para alguns ácidos empregados na indústria de alimentos que o menor valor se refere ao ácido carbônico. Sendo ele o mais fraco desses ácidos, sua reação de ionização é menos favorecida, portanto não irá atuar de maneira a intensificar a degradação do esmalte dos dentes.

3. Se a formação das cáries está relacionada ao aumento da acidez bucal e os cachorros têm menor incidência de cáries, pode-se inferir que a saliva desses animais apresenta pH maior (menos ácida) que a dos seres humanos.

4. Alternativa (e).

5. Pela falta de informação ou de cuidado em relação à higienização bucal, resíduos de alimentos foram se acumulando nos dentes, resultando no surgimento de placa bacteriana e cáries nos dentes. Outro problema que pode ser evitado é o deslocamento indevido dos dentes, caso o aparelho seja ajustado na boca de forma incorreta e acabe provocando o deslocamento.

6. Com base nas informações fornecidas no enunciado, tem-se:

	C4H8O2(l) + H2O(l) ⇌ C2H5OH(l) + C2H4O2(l)
Início	2 mol/L	2 mol/L	0 mol/L	0 mol/L
Reagiu/formou	?	?	?	?
Equilíbrio	0,68 mol/L	?	?	?

Obtém-se a quantidade de C₄H₈O₂ que reagiu subtraindo a quantidade (concentração) inicial da quantidade (concentração) no equilíbrio. Como a proporção entre todas as espécies químicas nessa reação é de 1 : 1, as quantidades que reagem e que são formadas serão as mesmas. Assim, tem-se:

	C4H8O2(l) + H2O(l) ⇌ C2H5OH(l) + C2H4O2(l)
Início	2 mol/L	2 mol/L	0 mol/L	0 mol/L
Reagiu/formou	1,32 mol/L	1,32 mol/L	1,32 mol/L	1,32 mol/L
Equilíbrio	0,68 mol/L	0,68 mol/L	1,32 mol/L	1,32 mol/L

K_c = K_c = K_c ≅ 3,77

7. O gráfico representa variações de concentração referentes ao equilíbrio de síntese da amônia. Assim, a adição de H₂, considerando temperatura e volume constantes, favorece a reação direta (síntese de amônia), de modo a consumir H₂ e N₂, aumentando a concentração do produto (NH₃) até chegar a uma nova situação de equilíbrio. No gráfico, pode ser representada a variação de concentração pós-adição de H₂ na proporção 1 N₂ : 3 H₂: 2 NH₃.



FERNANDO JOSÉ FERREIRA

8. a) Determina-se o quociente da reação cuja equação se aplica a qualquer valor de concentração das espécies químicas envolvidas na reação, ainda que o equilíbrio não tenha sido atingido.

Sistema I:

Q = Q = Q ≅ 4,6 ⋅ 10⁻³

Sistema II:

Q = Q = Q ≅ 4,6 ⋅ 10⁻³
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Sistema III:

Q = Q = Q ≅ 2,3⋅ 10⁻²

Os sistemas I e II possuem o mesmo valor de quociente da reação, indicando, portanto, que ambos alcançaram o equilíbrio, e esse é o valor da constante K_c: 4,6 ⋅ 10⁻³. Logo, o sistema III não atingiu o equilíbrio, pois o quociente da reação não é numericamente igual ao valor da constante de equilíbrio.

b) Como valor de Q > K_c, para que o equilíbrio seja atingido, deve ocorrer a formação de mais N₂O₄ (aumentar o valor do denominador na equação), diminuindo a concentração de NO₂ (valor no numerador), ou seja, a reação deve se processar momentaneamente, de modo a favorecer a produção de N₂O₄.

9. Fixando-se determinada pressão, nota-se que a produção de amônia diminui com o aumento da temperatura. Como o aumento da temperatura favorece processos endotérmicos, conclui-se que a síntese da amônia é um processo exotérmico.

10. Alternativa (b). 11. Alternativa (c).

12. Quando a bebida com gás chega à cavidade estomacal contendo HCl (no suco gástrico), a concentração de íons H⁺(aq) aumenta, deslocando o equilíbrio para a formação de gás carbônico, que tende a ser expelido pela boca por meio da eructação.

13. a) Porque os íons OH⁻(aq) produzidos pela ionização da amônia reagem com os íons H₃O⁺(aq) (do equilíbrio da fenolftaleína) para formarem água, aumentando a concentração de Fen⁻, espécie química que fornece a coloração vinho para a solução.

b) Considerando a temperatura ambiente, a amônia presente na solução de “sangue do diabo” derramada sobre o tecido começa a evaporar, portanto sua concentração na solução sobre o tecido diminui, deslocando o equilíbrio da ionização da amônia para a sua formação, ou seja, provocando o consumo dos íons OH⁻(aq). Com menor concentração de íons OH⁻(aq), a concentração dos íons H₃O⁺(aq) aumenta e desloca o equilíbrio da reação envolvendo a fenolftaleína para a formação da espécie química indicada como HFen incolor.

14. Alternativa (e).

15. A lâmpada deve ter apresentado o brilho mais intenso no teste com a solução de H₂SO₃, pois nela a concentração de íons é maior, já que este é o ácido mais forte entre os testados (maior constante de ionização). O brilho menos intenso foi observado no teste com a solução de HClO, por ser esse o ácido mais fraco (menor constante de ionização).

16. Um dos componentes do vinagre é o ácido acético (H₃C–COOH), que também se apresenta pouco ionizado em solução aquosa (é considerado um ácido fraco):

H₃C–COOH(aq) + H₂O(l) ⇌ H₃C–COO⁻(aq) + H₃O⁺(aq)

Usar vinagre na lavagem das mãos faz que os íons H₃O⁺(aq) da solução ácida reajam com os íons OH⁻(aq) provenientes da ionização da amina. Com isso, o equilíbrio é deslocado para a formação de íons H₃⁺N ―CH₃(aq) e OH⁻(aq), diminuindo a concentração da amina (H₂N―CH₃) e, assim, reduzindo o cheiro.

17. Ao ser consumido o alimento, o acetato de sódio é dissociado em íons acetato e sódio. Os íons acetato são hidrolisados na saliva:

CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l) ⇌ CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq)

O produto formado, CH₃COOH, é o ácido acético, presente no vinagre.

18. Alternativa (d).

19. a) A maior eficiência é no pH = 7,6, pois em qualquer ponto dessa curva que corresponda à pressão de O₂, o percentual de O₂ transportado é maior que no mesmo valor de pressão de O₂ correspondente na curva em pH = 7,2.

b) O cátion presente no composto NH₄Cl é hidrolisado em meio aquoso, aumentando a acidez de modo que o pH da solução diminui; portanto, esse sal pode ser ministrado em casos de alcalose do sangue.

20. Alternativa (b).

21. Alternativa (b).

22. Alternativa (c).

23. Alternativa (c).

24. a) A afirmação é incorreta. Uma vez adicionado à água das nuvens, o iodeto de prata passa a fazer parte da composição da chuva. Por apresentar um baixo valor de K_s, esse sal praticamente não se encontra solubilizado na água da chuva, mas, sim, na forma de minúsculos cristais. Além disso, a quantidade dessa substância usada no bombardeamento das nuvens é muito pequena em relação à quantidade de água existente, de modo que a contaminação da água, na prática, é desprezível.

b) AgI(s) ⇌ Ag⁺(aq) + I⁻(aq)

K_s = [Ag⁺] ⋅ [I⁻]

Como a proporção de cátions e ânions é de 1 : 1, é válida a expressão:

S = ⇒ S = ⇒ S ≅ 9,1 ⋅10⁻⁹ mol/L

25. a) Em águas transparentes, a maior incidência de luz facilita a ocorrência da fotossíntese, processo realizado pelas algas simbiontes (zooxantelas). Como resultado, a diminuição da quantidade de gás carbônico disponível fará com que o equilíbrio seja deslocado para a formação de carbonato de cálcio, base da estrutura dos recifes de coral.

b) Em águas quentes, a quantidade de CO₂(g) dissolvido será menor, pois, quanto maior a temperatura, menor tende a ser a solubilidade do gás. Assim, o equilíbrio CaCO₃(s) + CO₂(g) + H₂O(l) ⇌ Ca²⁺(aq) + 2 HCO₃⁻(aq) tenderá a formar CaCO₃(s), constituinte dos exoesqueletos dos corais.

26. O mármore contém em sua constituição calcário (CaCO₃), que pode ser deteriorado na presença de um meio ácido, como o do suco do limão (que apresenta em sua composição o ácido cítrico). Dessa forma, o suco do limão vai promover a degradação do mármore por um mecanismo muito semelhante àquele responsável pela degradação a que os exoesqueletos dos corais vêm sendo submetidos (deslocamento do equilíbrio para a formação de íons bicarbonato, favorecendo a solubilização e o desaparecimento das estruturas de calcário).