Questão 13 (2º dia · Grupo 2) da 2ª etapa da UFG 2004

Question

O pH do sangue humano é mantido entre 7,35 e 7,45, por uma série de equilíbrios químicos que envolvem as espécies \ce{H2CO3}, \ce{HCO3^-} e \ce{CO2}. Quando uma pessoa é gravemente queimada, ocorrendo uma perda significativa de sangue, a quantidade de oxigênio disponível nos tecidos é reduzida. Isso resulta na produção excessiva de ácido lático (ácido 2-hidroxi-propanóico) e, conseqüentemente, na diminuição do pH do sangue.

a) Escreva as equações químicas que representam as reações que ocorrem no sangue para restabelecer o valor do pH, quando esse é diminuído devido à produção de ácido lático. (3,0 pontos)

b) Escreva a expressão da constante de equilíbrio do processo total descrito em (a). (2,0 pontos)

Answer 1

PRÁTICA COM QUESTÕES OFICIAIS

Questão 13 (2º dia · Grupo 2) da 2ª etapa da UFG 2004

2º dia · Química: Hidrólise salina e solução-tampão

O pH do sangue humano é mantido entre 7,35 e 7,45, por uma série de equilíbrios químicos que envolvem as espécies \ce{H2CO3}, \ce{HCO3^-} e \ce{CO2}. Quando uma pessoa é gravemente queimada, ocorrendo uma perda significativa de sangue, a quantidade de oxigênio disponível nos tecidos é reduzida. Isso resulta na produção excessiva de ácido lático (ácido 2-hidroxi-propanóico) e, conseqüentemente, na diminuição do pH do sangue.

a) Escreva as equações químicas que representam as reações que ocorrem no sangue para restabelecer o valor do pH, quando esse é diminuído devido à produção de ácido lático. (3,0 pontos)

b) Escreva a expressão da constante de equilíbrio do processo total descrito em (a). (2,0 pontos)

Reportar erro na questão

Resolução comentada

a)

O ácido lático libera íons \ce{H+} no sangue e, com isso, o pH cai. O sistema tampão \ce{H2CO3}/\ce{HCO3^-} reage com esse excesso de \ce{H+} e o consome.

O íon bicarbonato (base conjugada) captura o \ce{H+} e forma ácido carbônico:

\ce{HCO3^- + H+ <=> H2CO3}
O ácido carbônico se decompõe em água e gás carbônico, e o \ce{CO2} é eliminado pela respiração. Isso desloca o equilíbrio e ajuda a restabelecer o pH:

\ce{H2CO3 <=> H2O + CO2}

Somando as duas etapas, o \ce{H2CO3} aparece nos dois lados e se cancela:

\ce{HCO3^- + H+ <=> H2O + CO2}

Equações: \ce{HCO3^- + H+ <=> H2CO3} e \ce{H2CO3 <=> H2O + CO2}, com global \ce{HCO3^- + H+ <=> H2O + CO2}.

b)

A constante de equilíbrio do processo total é o produto das concentrações dos produtos dividido pelo produto das concentrações dos reagentes, cada uma elevada ao seu coeficiente (todos iguais a 1):

K_{eq}=\frac{[\ce{H2O}]\,[\ce{CO2}]}{[\ce{HCO3^-}]\,[\ce{H+}]}

Como a água é o solvente e sua concentração praticamente não varia, ela costuma ser incorporada à constante. Nesse caso a expressão fica K=\dfrac{[\ce{CO2}]}{[\ce{HCO3^-}][\ce{H+}]}. Também é válido, portanto, escrever o resultado sem o [\ce{H2O}].

K_{eq}=\dfrac{[\ce{H2O}]\,[\ce{CO2}]}{[\ce{HCO3^-}]\,[\ce{H+}]}

Assuntos: Hidrólise salina e solução-tampão, Equilíbrio iônico: Ka, Kb e grau de ionização.

Reportar erro na resolução

Ver como caiu na prova

Questão 13 no caderno Grupo 2 da 2ª etapa da UFG 2004

Fonte: UFG 2ª etapa 2004 · 2º dia · Grupo 2. Prova oficial ↗