Resoluções de Exercícios

Texto

(1)

QUÍMICA I

Resoluções de Exercícios

Capítulo

09

Equilíbrio Ácido-base

Transformação Química e Equilíbrio

01

A

[A] Correta. O sal formado é originado a partir de um ácido fraco e uma base forte, portanto, possui um pH > 7 e um pOH < 7. [B] Incorreta. Li2CO3 é um sal derivado do ácido carbônico (ácido fraco)

e o hidróxido de lítio (base forte), a equação será:

            

[C] Incorreta. Somente os sais provenientes de ácidos fortes e bases fortes não sofrem hidrólise; como o carbonato de lítio provém de um ácido fraco e de uma base forte, a hidrólise acontece como descrito na alternativa [B].

[D] Incorreta. A constante de hidrólise é dada por:

[E] Incorreta. Uma reação exotérmica libera calor para o meio, por-tanto, torna o ambiente mais quente.

02

A Teremos:                            

03

C

A partir da hidrólise do benzoato de sódio (C7H5O2Na) teremos:

                               

01

A

A) Na2S: NaOH(forte) + H2S(fraco): solução básica.

B) NaC : NaOH(forte) + HC(forte): solução neutra.

C) (NH4)2SO4: NH4OH(fraca) + H2SO4(forte): solução ácida.

D) KNO3: KOH(forte) + HNO3(forte): solução neutra.

E) NH4Br: NH4OH(fraca) + HBr(forte): solução ácida.

02

E

[A] Incorreta. O permanganato é um agente oxidante, conforme a reação a seguir.

+7 –1 +2 0

2 KMnO4(aq) + 3 H2SO4(aq) + 5 H2O2(aq) K2SO4(aq) + 8 H2O( ) + 2 MnSO4(aq) + 5 O2(g)

ag. oxidante = 5 1 = 5

= 2 1 = 2 ag. redutor [B] Incorreta. O oxigênio é formado pela decomposição do peróxido

de hidrogênio.

[C] Incorreta. O oxigênio não é um íon nessa reação redox e sim uma molécula.

[D] Incorreta. O sulfato de potássio é um sal proveniente de uma base forte e de um ácido forte, sendo, portanto, um sal neutro. [E] Correta. De acordo com a reação balanceada, a soma dos

coefi-cientes da reação balanceada é: 2 + 3 + 5 + 1 + 8 + 2 + 5 =26.

03

E

O mais baixo valor de pH implica numa solução mais ácida, ou seja, um sal derivado de um ácido forte e de uma base fraca.

                 

01

D

Para um resíduo líquido aquoso gerado em um processo industrial ter concentração de íons hidroxila igual a 1,0 10–10 mol/L, teremos:

         

Fazendo a hidrólise dos compostos fornecidos nas alternativas, vem:

         

(2)

                                           

01

C

No caso da água sanitária:

No caso da soda cáustica:

01

D EXPERIMENTO SOLUTOS CONTIDOS INICIALMENTE NAS SOLUÇÕES QUE FORAM MISTURADAS OBSERVAÇÕES 1 Ba(C O3)2 Mg(IO3)2 Formação de precipitado branco 2 Mg(IO3)2 Pb(C O3)2 Formação de precipitado branco 3 MgCrO4 Pb(C O3)2 Formação de precipitado amarelo 4 MgCrO4 Ca(C O3)2 Nenhuma transfor-mação observada Equacionando os experimentos fornecidos na tabela, teremos: 1) Ba(C O3)2 + Mg(IO3)2 Mg(C O3)2 + Ba(IO3)2.

2) Mg(IO3)2 + Pb(C O3)2 Pb(IO3)2 + Mg(C O3)2.

3) MgCrO4 + Pb(C O3)2 PbCrO4 + Mg(C O3)2.

4) MgCrO4 + Ca(C O3)2 CaCrO4 + Mg(C O3)2.

Como a tabela nos informa que na reação 4 não ocorre a formação de um precipitado, concluímos que o sal Mg(C O3)2 é solúvel em

água e assim:

1) Ba(C O3)2 + Mg(IO3)2 Mg(C O3)2 + Ba(IO3)2.

Solúvel Branco 2) Mg(IO3)2 + Pb(C O3)2 Pb(IO3)2 + Mg(C O3)2.

Branco Solúvel 3) MgCrO4 + Pb(C O3)2 PbCrO4 + Mg(C O3)2.

Amarelo Solúvel 4) MgCrO4 + Ca(C O3)2 CaCrO4 + Mg(C O3)2.

Solúvel Solúvel

A partir desses experimentos, conclui-se que são pouco solúveis em água somente os compostos Ba(IO3)2, Pb(IO3)2 e PbCrO4.

02

D

O bicarbonato neutraliza a acidez do leite em estágio de deterioração porque seus ânions sofrem hidrólise.

03

B NH4

+ + H

2O NH3 + H3O

+ (meio ácido; diminuição do pH).

A 3+ + 3 H

2O A (OH)3 + 3 H

+ (meio ácido; diminuição do pH).

04

A

A hidrólise do bicarbonato aumenta o pH da água.

05

A

Neutro, pois não altera o pH.

06

D Teremos:

H2SO4 + Na2CO3 Na2SO4 + <H2CO3>, ou seja,

H2SO4 + Na2CO3 Na2SO4 + H2O + CO2

Na2SO4 é um sal originado em um ácido forte e uma base forte, em

função disto o meio ficará neutro.

07

A

Como o vinagre é uma solução aquosa de ácido acético, seu pH é menor do que 7.

A hidrólise do bicarbonato de sódio gera uma solução básica, logo, com pH maior do que 7.

    

   

 

08

D

A produção do sabão é possível porque a hidrólise da potassa leva à for-mação de um meio fortemente alcalino, promovendo a saponificação.

                

09

E

I. Falsa. O carbonato de cálcio diminui a acidez da água da chuva em função da reação dos íons carbonato com íons hidrônio da água. II. Verdadeira. O sistema bicarbonato (HCO3) ácido carbônico (H2CO3)

constitui um tampão.

III. Verdadeira. A equação mostra o efeito de redução da acidez da água pela reação dos íons carbonato com hidrônio.

10

D

Para tornar o meio básico devemos adicionar um sal de hidrólise alcalina. O sal em questão é o Na2CO3, que regenera o NaOH (base

(3)

01

B

Os compostos que poderiam substituir o hidróxido de magnésio de-vem apresentar caráter básico. Isso significa que dede-vem apresentar a capacidade de reagir com água gerando íons OH–.

Observe as reações:

O sal NaHCO3 sofre dissociação liberando íons bicarbonato (HCO3)

que, em água, produzem OH–.

 

 

 

O ácido carbônico, por ser estável, sofre decomposição:

O sal CaCO3 sofre dissociação liberando íons carbonato (CO ) que,

em água, produzem OH–.

 

  

02

E

[A] Incorreta. A cor vermelha é resultado de reações de oxidação do nitrito e da concentração da mioglobina presente na carne. [B] Incorreta. O aroma, a cor e o sabor não são propriedades funcionais

dos sais, açúcares e condimentos.

[C] Incorreta. Os sais de nitrito e nitrato de sódio desidratam a carne, retirando água durante a cura inibindo assim a ação de bactérias. [D] Incorreta. Os sais de nitrito de sódio são um sal básico, pois são for-mados a partir de uma base forte e um ácido fraco, resultando num pH >7, já o nitrato de sódio, é formado por uma base forte (NaOH) e um ácido forte (HNO3) resultando em um pH neutro. Em ambos

os casos, não teremos pH < 7. [E] Correta.

03

C Combinações possíveis: 1,2 – 1,3 – 1,4 – 1,5 – 2,3 – 2,4 – 2,5 – 3,4 – 3,5 – 4,5 = 10 combinações. Vinagre (possui ácido acético) ou suco de limão (possui ácido cítrico) podem reagir com fermento químico (hidrólise básica), ou seja, são possíveis duas reações químicas num total de 2 combinações:

Temos 2 reações em 10 possíveis, ou seja,

04

A

A diminuição do pH ocorre devido à elevação da concentração de cátions H+ no sangue.

Para diminuir a acidez deve-se utilizar uma solução básica, ou seja, um sal que hidrolise formando íons OH–

. Neste caso, vem:

            

05

B Teremos:

I. leite de magnésia (suspensão aquosa de hidróxido de magnésio): mistura básica.

II. limonada (suco de limão, água e açúcar): mistura ácida. III. salmoura (cloreto de sódio dissolvido em água): mistura neutra.

    

       

06

B

Para ferroadas de abelhas e mordidas de formigas, que injetam subs-tâncias ácidas, o efeito local pode ser minimizado pela aplicação de substâncias de natureza básica, o que torna erradas as opções D e E, onde se propõe para o tratamento ácidos orgânicos.

A opção A está incorreta por propor para ferroadas de vespas, que injetam substâncias alcalinas, tratamento com leite de magnésia que também tem natureza básica.

Compressas de NaC , sal neutro, não contribuem para neutralização de substâncias ácidas ou básicas, sendo, portanto, incorreta a opção C. É, correta, portanto, a opção B, que indica o sal básico, bicarbonato de sódio, para neutralizar substâncias ácidas injetadas por ferroadas de abelhas.

07

B

I. pH ácido II. pH básico III. pH neutro

NH4 C– H

3CCOO

Na+ K+ C

NH4OH HC H3CCOOH NaOH KOH HC

Fraca Forte Fraco Forte Forte Forte

08

C

Para a solução X, teremos: V = 0,5 L e 3,01 1014 íons H+.

1 mol 6,02 1023 H+

n 3,01 1014 H+

n(H+) = 0,5 10–9 mol

[H+] = (0,5 10–9)/0,5 = 10–9 mol/L

Como pH = –log[H+], vem:

pH = 9 na solução aquosa X. Para a solução Y, teremos: V = 0,1 L e 6,02 1019 íons H+.

1 mol 6,02 1023 H+

n 6,02 1019 H+

n(H+) = 1,0 10–4 mol

[H+] = (1,0 10–4)/0,1 = 10–3 mol/L

Como pH = –log[H+], vem:

pH = 3 na solução aquosa Y.

09

C

Vamos analisar a protonação (recebimento do H+) do grupo amina e

a desprotonação (perda do H+

) do grupo carboxila nos aminoácidos fornecidos.

Alanina:

CH3 – CH(NH2) – COOH CH3 – CH(NH3) – COO –

O pH ficará próximo a 7, no intervalo II (de 5,5 a 6,0). Aspartato:

HOOC – CH2 – CH(NH2) – COOH HOOC – CH2 – CH(NH3) – COO – + H+

O meio ficará ácido (pH < 7), no intervalo I (de 3,0 a 3,5). Lisina:

NH2 – (CH2)4CH(NH2) – COOH NH2 – (CH2)4 – CH(NH3) – COO –

O meio ficará básico (pH > 7), no intervalo (de 9,0 a 10).

10

C

Utilizar uma solução mais concentrada.

Capítulo

10

Equilíbrio e Solubilidade

Transformação Química e Equilíbrio

01

B

O cloreto de amônio, NH4C , é um sal formado por uma base fraca,

NH4OH, e um ácido forte, HC , sendo assim, o pH < 7, e,

(4)

02

A

Com o ferro:

Tem 5,6 mg/L, aproximadamente. Massa molar é 56. Então tem 0,1 10–³ mol/L Fe(OH)2 Fe² + + 2 OH– kps = [Fe² +] [OH 4 10–16 = 0,1 10–3 [OH [OH–] = 2 10–6 Com o zinco: 6,5 g/L ~= 0,1 mol/L Zn(OH)2 Zn²+ + 2 OH– 9 10–17 = 10¹ [OH [OH]– = 3 10–8

maior que 3,0 10–8 M e menor que 2 . 10–6 M.

03

A solubilidade do BaSO4 está expressa em gramas por litro. Vamos

convertê-la em mol por litro. Para tanto, vamos dividi-la pela massa molar desse sal:

  

O equilíbrio de solubilidade é: BaSO4 Ba2+ + SO

Chamando de ni o número inicial de mols do sal em 1 L de solução,

temos: BaSO4 Ba 2+ + SO Início ni 0 0 Variação s s s Equilíbrio ni – s s s

Assim, a constante desse equilíbrio, expressa em termos de produto de solubilidade será:

kps = [Ba

2+] [SO ]

Se ocorrer solubilização de s mol/L de BaSO4, houve formação de

s mol/L de cada íon (Ba2+ e SO2–

4 ), pois os coeficientes estequiométricos

da reação estão na proporção 1 : 1 : 1. Calculando o valor de kps, temos:

kps = s s = s 2 = (3,9 10–5)2 kps = 1,5 10 –9 mol2/L2

01

D Teremos: [1] [2]              [3]       [4]

02

D Teremos:      

Adição de um íon genérico M+

, quando se adiciona um composto iônico MX sólido até a saturação a uma solução aquosa 5 10–3 mol L–1 em PX:

                       

01

A

A solução de bicarbonato de sódio tem caráter básico. Na presença de fenolftaleína esta solução fica rosa.

A queima da cabeça do palito de fósforo libera óxidos ácidos como o trióxido de enxofre e o dióxido de carbono, que neutralizam o meio básico fazendo com que fique incolor.

                                     

02

D Teremos:

A partir da equação de Henderson-Hasselbach, vem:                       

01

A Ca3(PO4)2(s) 3 Ca + 2 PO [Ca2+] = 2 · 10–3 mol/L [PO ] = ? kps = 1 · 10 –25 kps = [Ca 2+]3 · [PO ]2 1 · 10–25 = (2 · 10–3)3 · [PO ]2 1 · 10–25 = 8 · 10–9 · [PO ]2 [PO ]2 = [PO ]2 = 0,125 · 10–16 [PO ] = [PO ] = 3,5 · 10–9 mol/L

01

A

De acordo com os valores de solubilidade fornecidos na tabela, teremos: 1,20 103 (NaBr) > 5,41 102 (MgC 2) > 3,60 10 2 (NaC e MgSO 4) > 6,80 10–1 (CaSO4) > 1,30 10 –2

(CaCO3). Os sais com menor

solu-bilidade precipitarão antes, ou seja, carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio, cloreto de magnésio e, por último, brometo de sódio.

(5)

01

E Teremos:                 

02

B

Resolvendo conforme as alternativas apresentadas, teremos:

Considerando a densidade da água igual a 1 g/cm3, teremos:

                            

03

B

De acordo com o enunciado, o composto oxalato de ferro apresenta baixo kps, o que significa que, em presença de íons oxalato, os íons

ferro II tendem a precipitar diminuindo assim sua biodisponibilidade para o organismo. Assim o espinafre (que contém altos teores de ferro II e oxalato) não é uma fonte recomendada de ferro II.

04

C

O nitrogênio incorporado ao solo, como consequência da atividade descrita anteriormente, é transformado em nitrogênio ativo e afetará o meio ambiente, causando a contaminação de rios e lagos devido à alta solubilidade de íons como NO–

3 e NH4 +

em água. Devido à elevada afinidade com a água esses íons podem ser infiltrados nos lençóis freáticos causando sua contaminação.

05

B

Teremos: 25,0 mL de solução de NaC 0,10 M:

 

5,0 mL de uma solução padrão de AgNO3 0,20 M:

  kps do AgC = 1,0 10 –10:                             

Água potável: [C–] cerca de 250 mg/L.

 

O índice está acima do valor de referência.

06

A Temos 45,5 mg (45,5 10–3 g) de PbSO 4 em 1 L de água, ou seja, n(PbSO4) = (45,5 10 –3 g)/(303) = 0,00015 mol [PbSO4] = 0,00015 mol/L

Como 0,00015 M < 0,001 M (de acordo com a figura da questão), concluímos que o PbSO4 é insolúvel em água.

Analisando o CaCrO4, vem:

CaCrO4 Ca 2+ + CrO 4 2– x x x kps = x 2 6,25 10–4 = x2 x = 25 10–3 x = 0,025 mol/L Então [CaCrO4] = 0,025 M Como 0,001 M < 0,025 M < 0,1 M

Concluímos que o CaCrO4 é ligeiramente solúvel.

07

E

Análise das afirmações:

(V) O cátion Ag+ possui maior afinidade por haletos de mais baixa

razão carga : raio.

(V) Existe uma tendência clara: quanto menos solúvel é o haleto de prata, menos oxidante (sofrerá redução) esse composto será. (F) Numa amostra composta por uma mistura de cloreto, brometo e

iodeto de prata, e um forte agente redutor (perde elétrons com facilidade), a primeira espécie a reduzir será o AgC , pois apresenta o maior valor de kps.

(V) Ao se adicionar 1 mol de um haleto de prata sólido (representação genérica: AgX) numa solução aquosa 1,0 mol/dm3 do respectivo

haleto de potássio (representação genérica: KX), a máxima quan-tidade de íons prata em solução será inferior a ppb (partes por bilhão) devido à pequena solubilidade destes sais e seus baixos valores de kps, no caso do AgC temos um kps de 1,77 10

–10, que

gera uma concentração de íons Ag+ inferior a 10–9.

08

B Teremos:                         

09

D

Teremos a seguinte equação química para o equilíbrio em solução aquosa:

Sr3(PO4)2 3 Sr2+ + 2 PO43–

1 mol 3 mol 2 mol 2,5 10–7 M 7,5 10–7 M 5,0 10–7 M kps = [Sr 2+]3[PO3– 4 ] 2 kps = (7,5 10 –7 )3 (5,0 10–7 )2 kps = 1,055 10 –31 pkps = – log kps pkps = – log(1,055 10 –31) pkps = –[log1,055 + log10 –31 ] pkps = 31 – log1,055 31

10

08 Teremos:           

(6)

01

E

A adição de ácido clorídrico a uma solução de NaC diminui a solubi-lidade do sal, devido ao efeito íon comum.

 

 

02

12

Análise das corretas.

[04] Na evaporação de um litro de uma solução aquosa que contém 0,001 g de BaSO4 e 0,001 g de Mg(OH)2, o primeiro composto a

precipitar é o BaSO4, pois apresenta a maior constante de produto

de solubilidade (1,0 10–10 > 4,0 10–12).

[08] A solubilidade do BaSO4 em uma solução de K2SO4, de

concentra-ção 0,001 mol/L, é 100 vezes menor do que a solubilidade desse mesmo sal em água pura:

                               

03

A adição de K2SO4 diminui a concentração de íons Ba

2+, diminuindo

a sua ação prejudicial à saúde.

04

A

Quando se dissolve um sal em água se estabelece um equilíbrio: PbSO4 Pb+

2

+ SO2– 4

Para esse equilíbrio existe uma expressão chamada de kps.

kps = [Pb] [SO4]

Como o valor de kps é sempre constante, para que a precipitação

ocorra é preciso que o produto das concentrações de Pb2+ e SO²– 4 seja

igual ou maior que o kps.

1,3 10–8 = 10–3 [SO2– 4 ] [SO2– 4 ] = 1,3 10 –8 / 10–3 [SO2– 4 ] = 1,3 10 –5 mol/L

05

A

A concentração de Ca2+ na solução filtrada será igual à concentração

inicial de 0,1 mol/L.

A concentração máxima possível (limite de solubilidade) de Mg2+ de

5 10–4 mol/L.

06

A

Pb(NO3)2(aq) + 2 KC (aq) PbC2(s) + 2 KNO3(aq)

Cloreto de chumbo II.

07

A Mg(OH)2 Mg 2+ + 2 OH– kps = [Mg 2+ ][OH– ]2 kps = 5,0 10 4 (2 5,0 104)2 = 5,0 1010

08

A CaSO4 Ca 2+ + SO 4 2– kps = [Ca2+][SO42–] 2,6 105 = [Ca2+] 2,6 103 [Ca2+] = 1,0 102 mol/L

09

A Mg(OH)2 Mg 2+ + 2 OH– kps = [Mg 2+][OH]2 kps = 4,0 10 –12 (2 4,0 10–12 )2 = 1014 kps = 10 4 mol · L1

10

A X(OH2)(S) X 2+ (aq) + 2 OH – (aq) 0,5 · 10–4 mol/L 10–4 mol/L

Da expressão do produto de solubilidade, temos: kps = [X 2+][OH]2 k ps = (0,5 · 10 –4) · (10–4)2 k ps = 5 · 10 –13

01

C     

02

A

Ácido carbônico H2CO3 / HCO3

03

E

Carbonato e bicarbonato de sódio: Na2CO3 e NaHCO3, respectivamente.

04

E

O equilíbrio se desloca para a direita, formando ácido carbônico e água, devido à adição de mais íons H3O

+ .

05

D CO2(aq) CO 2– 3(aq) + H + (aq)

06

E

Uma solução tampão é uma solução que apresenta um equilíbrio no qual praticamente não ocorre variação de pH. Elas são formadas por uma base fraca e seu respectivo sal ou por um ácido fraco e seu respectivo sal.

A equação de Henderson-Hasselbach é muito utilizada quando se precisa relacionar o pH com o pka ou pkb:

     Então,        

A adição de uma base forte provocará elevação do pH.            

07

D

Cálculo do kps do sulfato de bário:

               

Cálculo do número de mols de cátions bário em 100 mL de solução:              

(7)

08

B [A] Incorreta.                  [B] Correta.           [C] Incorreta.                 

[D] Incorreta. O sal NaC não irá precipitar, pois trata-se de um sal solúvel e em soluções diluídas não formará corpo de fundo. [E] Incorreta. Os íons predominantes são propanoato, (CH3CH2COO

),

e o íon sódio, Na+.

09

E

A equação de Henderson-Hasselbach é válida com melhor aproximação entre pH 4 e pH 10, devido às simplificações feitas.

Nas alternativas o valor que melhor se encaixa é pH = 6,5 (duodeno).

10

21

[01] Verdadeira.

No tampão, ocorre o seguinte equilíbrio: 

 

A concentração final de ácido acético é praticamente igual à inicial por se tratar de um ácido fraco, ou seja, de baixo grau de ionização. Para calcularmos o valor de pH, devemos obter o valor de x, o que será feito usando-se a expressão da constante de ionização do ácido:

        

Pela definição de pH, teremos:

      

[02] Falsa. A principal função do tampão é garantir que não haja variação significativa de pH quando, ao sistema, são adicionadas pequenas quantidades de ácidos ou bases. No caso em questão, a adição de um volume de 0,1 mL de HC a 200 mL de tampão não provocaria grande variação de pH.

[04] Verdadeira. Os íons acetato são bases fortes de Brönsted-Lowry e, portanto, podem consumir íons H+ originados da adição de ácido.

Pode-se expressar o processo por meio de outra equação (sem a presença dos íons expectadores).

 

[08] Falsa. De acordo com a expressão da constante de equilíbrio

 

, podemos assumir que, se [CH3COOH] =

= [CH3COO

], então [H+] = k.

Na prática, isso significa que, para qualquer tampão no qual as concentrações de ácido acético e acetato sejam iguais, o valor de [H+], e, consequentemente, de pH, é constante (e igual a 5,

conforme calculado na afirmativa [01]).

[16] Verdadeira. A equação representativa do processo é:

   

01

E [Fe3+] = ? [OH–] = 1,0 · 10–3 mol/L kps (Fe(OH)3) = 6,0 · 10 –3 g Fe(OH)3(s) Fe + 3 OH kps = [Fe 3+] · [OH]3 6,0 · 10–38 = [Fe3+] · (1,0 · 10–3)3 6,0 · 10–38 = [Fe3+] · 1,0 · 10–9 [Fe3+] = [Fe3+] = 6,0 · 10–29

02

B I. Ag + Br AgBr(s) II. AgBr(s) Ag + Br KBr(s) K + Br

Na presença de KBr(aq), a presença do íon comum Br desloca o

equilí-brio químico II do AgBr(s) para a esquerda, diminuindo a concentração de

Ag na solução (diminuindo a solubilidade do AgBr). AgBr(s) + kps = [Ag +] · [Br] 5 · 10–13 = x · x x2 = 50 · 10–14 x = x 7,1 · 10–7 mol/L

Assim, somente o item B é correto.

03

D PbCO3(s) + kps = [Pb 2+] · [CO ] 1,5 · 10–13 = x · 10–2 x = 1,5 · 10–11 mol/L Pb CrO4(s) Pb + CrO kps = [Pb 2+] · [CrO ] 1,8 · 10–14 = [Pb2+] · 10–2 [Pb2+] = 1,8 · 10–12 mol/L PbSO4(s) Pb + SO kps = [Pb 2+] · [SO ] 1,3 · 10–19 = [Pb2+] · 10–2 [Pb2+] = 1,3 · 10–17 mol/L PbS(s) Pb + S kps = [Pb 2+] · [S2–] 7,0 · 10–29 = [Pb2+ ] · 10–2 [Pb2+ ] = 7,0 · 10–27 mol/L Pb3(PO4)2(s) 3 Pb + 2 PO kps = [Pb 2+ ]3 · [PO ]2 3,0 · 10–44 = [Pb2+ ]3 · (10–2 )2 [Pb2+ ] = [Pb2+] = · 10–13 mol/L

O sal mais eficiente para precipitar o Pb2+ é o PbS.

04

B Ag2C2O4(s) + kps = [Ag + ]2 · [C2O ] = 10 –12 (2x)2 · (x) = 10–12 4x3 = 10–12 x3 = 0,25 · 10–12 x = ·. 10–4 Mol/L [Ag+] 1 = · 10 –4 M [C2O ] = · 10 –4 M AgSCN(s) + kps = [Ag +] · [SCN] = 10–12 x · x = 10–12 x = x = 10–6 mol/L [Ag+] 2 = 10 –6 mol/L [SCN–] = 10–6 mol/L Assim: [Ag+] 1 > [Ag +] 2 [C2O ] > [SCN – ] O item B é correto.

(8)

05

C + kps = [Mg 2+] · [OH]2 1,2 · 10–11 = x · (2x)2 1,2 · 10–11 = x · 4x2 4x3 = 1,2 · 10–11 4x3 = 12 · 10–12 x3 = 3 · 10–12 x = x = 1,44 · 10–4 mol/L Cs = 1,44 · 10–4 mol/L [OH–] = 2,88 · 10–4 mol/L

06

A

O indicador ideal para identificar a água mineral contida em cada copo é o indicador I, pois com a adição do indicador se observam as seguintes colorações na solução:

água de pH = 4,5 (amarela).

água de pH = 7,0 (entre amarela e azul). água de pH = 10,0 (azul).

07

B

Variando a concentração dos reagentes ou dos produtos, o valor da constante de equilíbrio da reação não se altera. Portanto, o item B é correto.

08

D [H+] no suco de limão = 10–2. [H+] no suco de tomate = 10–4. = 102 = 100 [H+ ] no suco de limão = 100 · [H+ ] no suco de tomate [H+] no suco de tomate = · [H+] no suco de limão

09

B

Porque o iodeto de prata passa a fazer parte da água da chuva, mu-dando sua composição.

10

A

Teremos a seguinte proporção estequiométrica: AgI(s) Ag + I

1 mol 1 mol 1 mol

Portanto, o kps poderá ser dado por:

kps = [Ag+] · [I–]

Para uma solução saturada, teremos: [Ag+ ] = [I– ] = x kps = [Ag +] · [I] 8,3 · 10–17 = x · x x2 = 8,3 · 10–17 x = 9,1 · 10–9 mol · L–1

01

D CaSO4(s) Ca 2+ (aq) + –––––– 1 mol 1 mol x mol / L x mol / L x mol / L kps = [Ca2+] · [ ] [Ca2+] · [ ] = 1,0 · 10–4 x · x = 1,0 · 10–4 x = 10–2 mol/L PbSO4(s) Pb 2+ (aq) + –––––– –––––– –––––– y mol / L y mol / L y mol / L [Pb2+ ] · [ ] = 1,0 · 10–8 y · 10–2 = 10–8 y = 10–6 mol/L

02

A ZnS(s) Zn 2+ (aq) + S 2– (aq)

x mol x mol x mol kps = [Zn 2+] · [S2–] 1,3 · 10–23 = x2 x = 3,6 · 10–12 mol/L

03

A PbC 2(s) Pb 2+ (aq) + 2C 1– (aq) kps = [Pb 2+ ] · [C1– ]2 1,6 · 10–5 = [Pb2+] · (0,4)2 [Pb2+] = [Pb2+] = 10 · 10–5 [Pb2+] = 10–4 mol/L

04

A) A afirmação é errada.

O iodeto de prata, Agl, usado no bombardeamento das nuvens faz a água da chuva ficar impregnada dessa substância. B) Expressão do produto de solubilidade do Agl:

kps = [Ag 1+] · [I1–]

Concentração de iodeto de prata, em mol · L–1, numa solução

saturada dessa substância: Agl(s) Ag 1+ (aq) + I 1– (aq) Início: x mol/L 0 0 Reage: x mol/L x mol/L x mol/L kps = [Ag 1+] · [I1–] 83 · 10–18 = x · x n 9,1 · 10–9 mol · L–1

05

A) pH = 8,26 B) [SAL] = 6,4/80 · 0,8 = 0,1 mol/L [BASE] = 0,08 · 0,1/ 0,8 = 0,01 mol/L pH = 14 – 4,74 – log 0,1/0,01 portanto, pH = 9,26 – log10 pH = 8,26

06

C

Deve-se misturar um ácido fraco e um sal solúvel deste ácido com base forte: CH3COOH e CH3COONa.

CH3 – CH2 – COOH H + + CH3 – CH2 – COO – CH3 – CH2 – COONa Na + + CH 3 – CH2 – COO – Observe:        

Ao misturarmos um ácido qualquer a esta solução, ele liberará cátions H+ onde serão consumidos pelo equilíbrio HA H+ + A que será

deslocado para a esquerda, no sentido de HA. Consequentemente, a acidez não aumenta e o pH não varia. Percebemos que não faltarão ânions A–

, pois a dissociação do sal fabrica uma grande quantidade deles, garantindo a formação do ácido (HA).

Analogamente, se misturarmos uma base qualquer a esta solução, ela liberará ânions OH–

onde serão consumidos pelos cátions H+

, forma-dos pela ionização do ácido H+ + OH H

2O. Consequentemente,

a basicidade não aumenta e o pH não varia. Não faltarão cátions H+

para reagirem com os ânions OH– da base, pois o ácido é fraco e por

isso existirão muitas moléculas HA inteiras que continuarão a sofrer ionização, fornecendo mais cátions H+.

Uma solução-tampão apresentará pH estável até que todo o ácido e todo o sal sejam consumidos.

07

A) BaCO3(aq) + CaSO4(aq) BaSO4(s) + CaCO3(s)

B) kps = (5,0 10

5)2 = 2,5 109

08

D

I. Verdadeira. A hidrólise do íon carbonato produz OH, conforme

a equação:     

II. Falsa. O nitrato de sódio não realiza hidrólise em água não alte-rando, portanto, seu valor de pH.

III. Verdadeira. Os íons alumínio sofrem hidrólise ácida em água, alterando seu valor de pH, conforme a equação:

(9)

09

C

Análise das afirmações:

I. Correta. Solução aquosa de acetato de sódio tem pH acima de 7,0, pois o meio fica básico.

II. Incorreta. Quando são adicionadas gotas de ácido clorídrico na solução de acetato de sódio, o equilíbrio da equação de hidrólise é deslocado para a direita devido ao consumo dos ânions OH–.

III. Correta. Quando se adiciona solução de nitrato de magnésio na solução de acetato de sódio, a solução fica ácida e o equilíbrio da equação de hidrólise é deslocado para o lado da formação do ácido acético devido ao consumo de OH–:

           

10

17 01. V 02. F 04. F 08. F 16. V

Imagem

Referências

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