Em meio aquoso ocorre uma reação ácido-base em que o ácido carbônico (H2 CO3) forma o íon hidrogenocarbonato (HCO3^-), conforme reação abaixo.
H2 CO3(aq)+H2 O(l) <=ftharpoons HCO3^-(a q)+H3 O^+(a q)
O íon hidrogenocarbonato ( HCO3^-) em meio aquoso, pode atuar por 2 mecanismos. (2,0 pontos)
a) Escreva as duas reações do íon hidrogenocarbonato com água e as suas respectivas expressões da constante de equilíbrio para cada reação.
b) Correlacione os valores das constantes com as reações K a=4,7 times 10^-11 e K b=2,2 times 10^-8 e preveja se ele tende atuar como ácido ou base frente a água.
c) Segundo a teoria de Bronsted-Lowry, para cada reação quem irá atuar como ácido ou base e porquê?
a) Calcule o De para ambas as reações a 500 K e justifique qual delas será espontânea ou não.

Passo 1

Beleza, vamos entender o que a questão tá pedindo aqui. A gente tem uma reação ácido-base onde o ácido carbônico ( ) reage com água ( ) formando o íon hidrogenocarbonato ( ) e o íon hidroxônio ( ). O conteúdo envolvido aqui é o equilíbrio ácido-base e as constantes de equilíbrio relacionadas. Vamos precisar entender como escrever reações de ácido e base, identificar as constantes de equilíbrio ( e ) e aplicar a teoria de Brønsted-Lowry para identificar comportamentos ácido ou base.

Passo 2

Primeiro, vamos escrever as duas reações que o íon hidrogenocarbonato ( HCO3^- + H2O <=ftharpoons H2CO3 + OH^- ) pode participar com a água. A ideia é que esse íon pode agir tanto como ácido quanto como base.
  1. Reação de Hidrogenação (Agindo como Ácido):
    HCO3^- + H2O <=ftharpoons CO3^2- + H3O^+
    Aqui, o doa um próton para a água, formando e .
  2. Reação de Desprotonação (Agindo como Base):
    Nesta, o aceita um próton da água, formando e .

Passo 3

Agora, vamos escrever as expressões das constantes de equilíbrio para cada uma dessas reações.
  1. Constante de Equilíbrio para a Reação de Hidrogenação ( Kb = [H2CO3][OH^-][HCO3^-] ):
    Ka = [CO3^2-][H3O^+][HCO3^-]
  2. Constante de Equilíbrio para a Reação de Desprotonação ( ):
Essas expressões nos mostram como as concentrações dos produtos e reagentes estão relacionadas no equilíbrio.

Passo 4

Vamos para a parte b) da questão. A gente tem os valores das constantes e . Para saber se o tende a agir mais como ácido ou como base, a gente compara e .
Como é maior que ( ), isso indica que o íon tem uma tendência maior de agir como base do que como ácido.

Passo 5

Agora, na parte c), vamos aplicar a teoria de Brønsted-Lowry. Segundo essa teoria:
  • Ácido de Brønsted-Lowry: é a substância que doa prótons ( HCO3^- + H2O <=ftharpoons H2CO3 + OH^- ).
  • Base de Brønsted-Lowry: é a substância que aceita prótons ( HCO3^- + H2O <=ftharpoons CO3^2- + H3O^+ ).
Aplicando isso às reações que escrevemos:
  1. Reação de Hidrogenação:
    • doa um próton para , então é o ácido.
    • aceita o próton, então é a base.
  2. Reação de Desprotonação:
    • aceita um próton da , então é a base.
    • doa o próton, então é o ácido.

Passo 6

Finalmente, para a última parte a), precisamos calcular a variação da energia livre de Gibbs ( De) para ambas as reações a 500 K. A fórmula para R = 8,314 , J,mol^-1,K^-1 = 0,008314 , kJ,mol^-1,K^-1 é:
De
Onde:
  • De
  • é a constante de equilíbrio ( ou )
Primeiro, vamos converter para :
Agora, calculamos para cada reação:
  1. Para :
  2. Para :
Depois de calcular os valores, se for negativo, a reação é espontânea. Se for positivo, não é espontânea.

Resposta

Calculando, encontramos que a reação com tem negativo, indicando que é espontânea, enquanto a reação com tem positivo, não sendo espontânea. Portanto, a reação onde atua como base é espontânea a 500 K.

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