Teoria Equilibrio - Apostilas - Química_Parte2, Notas de estudo de Química. Pontifícia Universidade Católica do Rio Grande do Sul (PUC-RS)
Paulo89
Paulo895 de Março de 2013

Teoria Equilibrio - Apostilas - Química_Parte2, Notas de estudo de Química. Pontifícia Universidade Católica do Rio Grande do Sul (PUC-RS)

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Apostilas e exercicios de Quimica sobre o estudo da teoria do equilibrio.
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EQUILÍBRIO QUÍMICO

ácido fórmico 1,8 x 10 -4

ácido fluorídrico 6,7 x 10

-4

11. (UEL-PR) Dentre eles, quantos são ácidos

carboxílicos? a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 12. (UEL-PR) Dentre eles, o mais forte e o menos

ionizado são, respectivamente: a) cianídrico e propiônico b) cianídrico e fluorídrico c) fórmico e acético d) fluorídrico e cianídrico e) fluorídrico e fórmico 13. (CESCEM-SP) Considere os oxiácidos do cloro e

suas respectivas constantes de ionização: HCℓO 3,0 x 10

-8

HCℓO2 1,1 x 10 -2

HCℓO3 5,0 x 10

2

HCℓO4 2,0 x 10 7

O exame dos dados permite afirmar que:

I. a força do ácido é maior quanto maior o número de oxidação do cloro.

II. dos oxiácidos representados, o mais forte é o HCℓO.

III. o número de oxidação do cloro no HCℓO3 é +3. a) Somente I é correta. b) Somente II é correta. c) Somente III é correta. d) I, II e III são corretas. e) I, II e II são incorretas. 14. (PUC-PR) Temos duas soluções de igual

molaridade: a 1.ª de ácido acético, cujo pK é igual a 4,76; a 2.ª de ácido butírico, cujo pK é igual a 4,82. Com estes dados, podemos afirmar que: a) a 1.ª solução é mais ácida que a 2.ª. b) a 1.ª solução é menos ácida que a 2.ª. c) as duas soluções apresentam a mesma acidez.

d) a constante de ionização do ácido acético é menor que a do ácido butírico.

e) nenhuma destas respostas. 15. (UFPR) Pelos seus pKa ou Ka indique o ácido mais

ionizado. Dados: log 514 = 2,7; log 63 = 1,79

a) Cℓ2CH-COOH (Ka = 5140 . 10 -5

)

b) orto-O2N-C6H4-COOH (pKa = 2,81)

c) C6H5-COOH (Ka = 6,3 . 10 -5

)

d) para-O2N-C6H4-OH (pKa = 7,14)

e) C6H5-OH (pKa = 9,95)

16. (CESCEM-SP) A dissociação do ácido orto-

arsênico, H3AsO4, em solução aquosa diluída, se processa conforme as equações:

H3AsO4 ⇄ H + + H2AsO4

- K1

H2AsO4 - ⇄ H

+ + HAsO4

2- K2

HAsO4 2-

⇄ H + + AsO4

3- K3

A ordem de grandeza das constantes de ionização K1, K2 e K3 será:

a) K3 > K2 > K1 b) K1 = K2 = K3 c) K1 > K2 > K3 d) K1 > K3 > K2 e) K2 > K1 > K3 17. (PUC-SP) Tem-se uma solução de ácido acético,

HAc, onde há íons H +

(aq) e Ac - (aq) em equilíbrio com

HAc não dissociado. Se adicionarmos acetato de sódio, NaAc, a essa solução: a) a concentração dos íons H

+ (aq) deverá aumentar.

b) a concentração dos íons H +

(aq) permanecerá inalterada.

c) a concentração dos íons H +

(aq) deverá diminuir. d) a concentração do HAc não dissociado diminuirá.

e) não há deslocamento do equilíbrio químico. 18. (FEI-SP) No equilíbrio representado pela equação:

Mg 2+

+ 2 OH - ⇄ Mg(OH)2

qual das substâncias abaixo o deslocaria para a direita se adicionada ao sistema?

a) NH4NO3 b) NaCℓ c) H2SO4 d) HCℓ

e) NaOH

19. (MAPOFEI-SP) Dado o equilíbrio:

1

2 HCN + H2O H3O+ + CN

-

a adição de cianeto de sódio: a) desloca o equilíbrio no sentido 1. b) não desloca o equilíbrio. c) aumenta a concentração de H3O

+ .

d) desloca o equilíbrio no sentido 2. e) diminui a concentração de HCN. 20. (PUC-PR) Em solução aquosa existe o equilíbrio:

2 CrO4 2-

+ H2O ⇄ Cr2O7 2-

+ 2 OH -

amarelo alaranjado

Assinale a proposição falsa: a) Adicionando HCℓ, o sistema fica alaranjado. b) Adicionando NaOH, o sistema fica amarelo.

c) O Princípio de Le Chatelier não se aplica a equilíbrios iônicos.

d) No equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa.

e) A constante de equilíbrio não varia pela adição de HCℓ ao sistema.

PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (Kw)

Medidas de condutibilidade elétrica mostram que a água está ligeiramente ionizada segundo a equação:

H2O ⇄ H + + OH

-

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Esta ionização da água, como as demais, é reversível e atinge um equilíbrio dinâmico denominado equilíbrio iônico da água.

A 25°C, o grau de ionização () da água é 1,81x10 -9

. Considerando 1 litro de água pura (1000 g de água pura) e aplicando ao equilíbrio iônico da água a lei da ação das massas, tem-se:

• Cálculo do número de mols existentes em 1000 g de H2O.

18 g H2O  1 mol

1000 g H2O  x  x = 55,5 mols

• Cálculo das concentrações molares no equilíbrio.

H2O ⇄ H + + OH

-

início 55,5 0 0

ionização

(n . )

(55,5 . 1,81 . 10 -9 ) 

10 -7

(n . ) 10

-7

(n . ) 10

-7

equilíbrio (n - n)

(55,5 - 10 -7

) n 10

-7

n 10

-7

concentr. molares

(55,5 - 10 -7

) mol/L

10 -7

mol/L

10 -7

mol/L

Nota-se que a concentração molar da água no equilíbrio é praticamente a mesma do início. Portanto, pode-se dizer que a concentração molar da água é constante,

[H2O] = constante.

• Cálculo da constante de equilíbrio

Kc =

[H+] . [OH-]

[H2O]  [H2O] = constante

Kc . [H2O] = [H + ] . [OH

- ]

O produto da constante de equilíbrio pela concentração molar da água dá uma nova constante denominada produto iônico da água, Kw. Portanto:

Kw = [H + ] . [OH

- ]

Kw = 10 -7

. 10 -7

Kw = 10 -14

(a 25°C)

O valor de Kw depende da temperatura. A elevação da temperatura acarreta um aumento do grau de ionização da água e, conseqüentemente, um aumento do valor de Kw.

A tabela abaixo mostra valores do produto iônico da água (Kw) em diferentes temperaturas.

Temperatura Kw

0°C 0,11 . 10 -14

10°C 0,29 . 10 -14

20°C 0,69 . 10 -14

25°C 1,00 . 10 -14

30°C 1,48 . 10 -14

40°C 3,02 . 10 -14

60°C 9,33 . 10 -14

80°C 23,40 . 10 -14

Numa mesma temperatura, o valor de Kw permanece constante, qualquer que seja a substância dissolvida em água.

Observações:

• Em água pura ou em solução neutra, a 25°C:

[H + ] = [OH

- ] = 10

-7 mol/L

• Ao se adicionar um ácido HA em água, ocorre sua ionização,

HA  H + + A

-

com conseqüente aumento da concentração de íons H + .

Como Kw é constante, um aumento da concentração de íons H

+ acarretará uma diminuição da concentração de

íons OH - .

Kw = [H+] . [OH-] = 10-14 (a 25°C)

esta concentração aumenta

esta concentração diminui

Assim sendo, em soluções ácidas, a 25°C:

[H + ] > 10

-7 mol/L

[OH - ] < 10

-7 mol/L

• Ao se adicionar uma base B(OH) em água ocorre sua dissociação,

B(OH)  B + + OH

-

com conseqüente aumento da concentração de íons OH

- . Como Kw é constante, um aumento da

concentração de íons OH - acarretará uma diminuição da

concentração de íons H + .

Kw = [H+] . [OH-] = 10-14 (a 25°C)

esta concentração aumenta

esta concentração diminui

Assim sendo, em soluções básicas, a 25°C:

[H + ] < 10

-7 mol/L

[OH - ] > 10

-7 mol/L

• Ao se preparar uma solução ácida ou básica de

concentração molar ♏ e conhecido o grau de ionização

ou de dissociação () do ácido ou da base, pode-se calcular a [H

+ ] ou a [OH

- ].

Em solução ácida: [H + ] = .

Em solução básica: [OH - ] = .

pH e pOH

docsity.com

Em função dos valores baixos de [H + ] e [OH

- ],

costuma-se indicar a acidez ou a basicidade de uma solução através de seu pH (potencial hidrogeniônico) e pOH (potencial hidroxiliônico).

Por definição:

pH = log [H + ] e pOH = log [OH

- ]

Aplicando as definições e considerando a temperatura de 25°C, obtém-se:

água pura ou solução neutra

[H + ] = 10

-7 mol/L

[OH - ] = 10

-7 mol/L

pH = 7 pOH = 7

solução ácida

[H + ] > 10

-7 mol/L

[OH - ] < 10

-7 mol/L

pH < 7 pOH > 7

solução básica

[H + ] < 10

-7 mol/L

[OH - ] > 10

-7 mol/L

pH > 7 pOH < 7

Para qualquer meio aquoso, a 25°C, a soma entre o

pH e o pOH é igual a 14. Observe:

[H + ] . [OH

- ] = 10

-14

aplicando logaritmo em ambos os membros da igualdade

log [H + ] + log [OH

- ] = log 10

-14

multiplicando por (-1)

(-log [H + ]) + (-log [OH

- ]) = (-log 10

-14 )

pH + pOH = 14

E X E R C Í C I O S D E S A L A 01. (Mackenzie – SP) Com os dados da tabela abaixo,

Soluções [H + ]

I Urina 1 x 10 -6

II Clara de ovo 1 x 10 -8

III Lágrima 1 x 10 -7

IV Café 1 x 10 -5

pode-se afirmar que: a) I, II, III e IV são soluções ácidas. b) somente II é uma solução básica. c) somente I, III e IV são soluções ácidas. d) somente I, II e III são soluções básicas. e) somente III é uma solução básica.

02. (CEETEPS – SP) A concentração de íons H

+ (aq) de

uma certa solução aquosa é 2,0 x 10 -5

mol.L -1

, a 25 o C. Sendo assim, nessa mesma solução a

concentração de íons OH - (aq), em mol.L

-1 , deve ser:

a) 5,0 x 10 -10

b) 2,0 x 10

-10

c) 5,0 x 10 -9

d) 5,0 x 10

-8

e) 2,0 x 10 -9

03. (UFRGS) O acidente ocorrido com o navio

Bahamas provocou o vazamento de milhares de toneladas de ácido sulfúrico na lagos dos Patos. Em determinados locais, foram registrados valores de pH entre 3 e 4. Podemos afirmar que, nesses locais, a concentração aproximada de íons hidroxila, em mol;L

-1 , foi:

a) maior que 10 -11

. b) maior que 10

-9 .

c) maior que 10 -7

. d) maior que 10

-5 .

e) maior que 10 -4

. 04. (FAAP – SP) O vinagre é uma substância muito

utilizada como tempero em saladas. Sabe-se que uma amostra de vinagre apresentou pH igual a 2,0. Isso corresponde a uma solução de ácido acético cuja concentração molar de íons H

+ deve ser:

a) 55,50 b) 0,01 c) 1,00 d) 0,10 e) 10,10

05. (UFRRJ) Em um potenciômetro, faz-se a leitura de

uma solução de hidróxido de sódio (utilizada na neutralização do ácido láctico). Sabendo que o grau de dissociação é total, o valor do pH encontrado corresponde a: a) 2,7 b) 5,4 c) 12,0 d) 11,0 e) 9,6

06. (UNIP – SP) O fluoreto de hidrogênio (HF) é um

ácido que se encontra 10% ionizado em solução 0,1 mol.L

-1 . Calcule o pH dessa solução.

07. (PUC – MG) A concentração hidrogeniônica do

suco de limão puro é 10 -2

mol.L -1

. O pH de um refresco preparado com 30 mL de suco de limão e água suficiente para completar 300 mL é igual a: a) 2 b) 3 c) 4 d) 6 e) 11

08. (Fuvest – SP) A auto-ionização da água é uma

reação endotérmica. Um estudante mediu o pH da água recém-destilada, isenta de CO2 e a 50

o C,

encontrado o valor 6,6. Desconfiado de que o aparelho de medida estivesse com defeito, pois esperava o valor 7,0, consultou um colega que fez as seguintes afirmações: I. O seu valor (6,6) pode estar correto, pois 7,0 é o

pH da água pura, porém a 25 o C.

docsity.com

II. A aplicação do princípio de Le Chatelier ao equilíbrio da ionização da água justifica que, com o aumento da temperatura, aumente a concentração de H

+ .

III. Na água, o pH é tanto menor quanto maior a concentração de H

+ .

Está correto o que se afirma: a) somente em I. b) somente em II. c) somente em III. d) somente em I e II. e) em I, II e III.

T E S T E S D E V E S T I B U L A R 01. (FUVEST-SP) Observe os líquidos da tabela:

[H + ] [OH

- ]

Leite Água do mar Coca-Cola Café preparado Lágrima Água de lavanderia

1,0 . 10 -7

1,0 . 10

-8

1,0 . 10 -3

1,0 . 10

-5

1,0 . 10 -7

1,0 . 10

-12

1,0 . 10 -7

1,0 . 10

-6

1,0 . 10 -11

1,0 . 10

-9

1,0 . 10 -7

1,0 . 10

-2

Tem caráter ácido apenas: a) o leite e a lágrima. b) a água de lavanderia. c) o café preparado e a Coca-Cola. d) a água do mar e a água de lavanderia. e) a Coca-Cola.

02. Calcular, a 25°C, a [H + ] de uma solução 2 x 10

-2

mol/L de HCℓ, sabendo que o ácido está totalmente ionizado.

03. A 25°C, em uma solução aquosa 1 x 10

-1 mol/L, o

ácido acético está 1% ionizado. Calcular a [H + ] desta

solução. 04. A 25°C, em uma solução aquosa 0,5 mol/L, o grau

de ionização do hidróxido de amônio, NH4OH, é 2 x x 10

-4 .

Calcular a [OH - ] e a [H

+ ] desta solução.

05. Calcular a [OH

- ] e a [H

+ ] de uma solução aquosa 5 x

x 10 -2

mol/L de NaOH, a 25°C, sabendo que a base está totalmente dissociada.

06. (CEFET-PR) Uma solução aquosa A tem [H

+ ] = 10

-6

mol/L e outra B, tem [OH - ] = 10

-6 mol/L. A razão

entre as concentrações de H + das soluções A e B é

igual a: a) zero b) 1,0 . 10

12

c) 1,0 d) 1,0 . 10

2

e) 1,0 . 10 -2

07. (PUC-MG) Misturando-se 100 mL de suco de laranja cuja [H

+ ] = 0,6 mol/l com 200 mL de suco de laranja

cuja [H + ] = 0,3 mol/L, não se obtém:

a) uma solução onde [H + ] = 0,4 mol/L.

b) uma solução completamente neutra. c) uma solução de acidez intermediária.

d) uma solução menos ácida do que a de [H + ] = 0,6

mol/L. e) uma solução mais ácida do que a de [H

+ ] = 0,3

mol/L. 08. (UFMG) A tabela mostra o pH característico de

alguns sistemas.

Sistema pH

Vinagre Suco de laranja Suco de tomate Saliva Leite Sangue Clara de ovo

3,0 4,0 5,0 6,0 6,8 7,4 8,0

Sobre esses sistemas, pode-se afirmar que: a) clara de ovo é o sistema menos ácido.

b) sangue é o líquido mais próximo da neutralidade. c) suco de laranja é 1,5 vez mais ácido do que a

saliva. d) suco de tomate é duas vezes menos ácido do que

o vinagre. e) todos os líquidos da tabela são ácidos. 09. (PUCCAMP-SP) Considere as seguintes amostras: I. Vinagre II. Água destilada III. Leite de magnésia Comparando-se os valores de pH das amostras,

obtém-se a seqüência: a) pHI > pHII > pHIII b) pHI = pHII > pHIII c) pHII > pHIII > pHI d) pHIII > pHII > pHI e) pHIII = pHI > pHII 10. (UFMG) A água do mar tem pH aproximadamente

igual a 8. Todas as afirmativas sobre a água do mar estão corretas, exceto: a) Apresenta uma concentração de H

+ (aq) igual a 8

mol/L. b) Colore de vermelho uma solução de fenolftaleína. c) Contém cem vezes mais íons OH

- do que íons H

+ .

d) É básica. e) É eletricamente neutra. 11. (UFRS) As leis de proteção ambiental de certas

cidades não permitem o lançamento em rios, entre outros, de efluentes com pH inferior a 5,0 ou superior a 9,0.

No que se refere à acidez, os efluentes aquosos das indústrias X, Y e Z apresentam as seguintes concentrações:

Indústria Concentração no

efluente

X Y

10 -3

mol/L de H +

10 -4

mol/L de H +

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Z 10 -6

mol/L de OH -

Poderiam ser lançados em rios, sem tratamento prévio, apenas os efluentes de:

a) X b) Y c) Z d) X e Y e) Y e Z 12. (FUND. C. CHAGAS-BA) Para corrigir a acidez do

solo é comum a utilização da cal extinta, Ca(OH)2. Com esse procedimento provoca-se no solo: a) aumento de pH, uma vez que a cal extinta é ácida. b) aumento de pH, uma vez que a cal extinta é

básica. c) diminuição de pH, uma vez que a cal extinta é

ácida. d) aumento de pOH, uma vez que a cal extinta é

básica. e) diminuição de pOH, uma vez que a cal extinta é

ácida. 13. (UFMG) Tem-se notado um abaixamento de pH da

água das chuvas em muitas regiões do mundo. Uma das causas é a emissão de dióxido de enxofre, SO2, feita por centenas de indústrias, o qual é oxidado e hidrolisado na atmosfera. Em relação ao exposto, qual das seguintes alternativas é errada? a) Uma chuva com pH=4,6 é dez vezes mais ácida

do que uma chuva com pH=5,6 b) A oxidação e a hidrólise do SO2 na atmosfera

levam à formação de ácido sulfúrico. c) Ácidos fortes podem dissociar-se na água das

chuvas, abaixando seu pH. d) O abaixamento do pH da água das chuvas

significa diminuição na concentração dos íons hidrogênio.

e) Estátuas e monumentos de mármore, CaCO3, expostos a chuvas de baixo pH, podem ser eventualmente destruídos.

14. (UnB-DF) O pH padrão da água da chuva em áreas

não-poluídas é 5,6. Chuvas com pH abaixo desse valor são denominadas “chuvas ácidas” e causam sérios problemas ambientais. Sobre esse assunto, aponte os itens corretos: 01) As chuvas ácidas destroem monumentos,

florestas e causam a mortalidade de peixes. 02) O dióxido de enxofre proveniente das caldeiras e

fornos das indústrias é um dos principais responsáveis pelas chuvas ácidas.

04) Água de chuva em áreas não-poluídas é mais ácida do que água pura.

08) A água da chuva que apresenta concentração de H

+ igual a 10

-2 mol/L não é considerada chuva

ácida. 16) A concentração de dióxido de carbono na

atmosfera não influi no pH da chuva. 15. (UFPE) Em três recipientes A, B e C estão contidas

soluções ácidas desconhecidas, de concentração 0,1 mol/L. Medindo o pH das três soluções com papel indicador universal, obtiveram-se os seguintes valores,

respectivamente: pH=5,0, pH=3,5 e pH=1,0. Aponte as alternativas corretas: 01) No frasco A está contido um ácido fraco. 02) O Ka do ácido A é maior que o Ka do ácido B. 04) O ácido B conduz melhor a corrente elétrica do

que o ácido C. 08) O ácido C está completamente ionizado. 16) A concentração de H

+ no ácido C é 10

-1 mol/L.

16. (FCMSC-SP) Tem-se uma solução em que a

concentração hidrogeniônica é 4,3 x 10 -3

mol/L. Seu pH será: (log 4,3 = 0,63)

a) 4,0 b) 3,7 c) 2,37 d) 6,27 e) 1,27 17. (UNIMOGI-SP) O pH de uma solução de ácido

clorídrico de concentração igual a 0,001 mol/L é igual a:

a) 3 b) 4 c) 5 d) 6 e) 11 18. (PUC-RJ) Qual é o pH de uma solução de hidróxido

de sódio 0,1 mol/L (a 25°C)? (Dado: Kw = 1 . 10

-14 a 25°C)

a) 0 b) 1 c) 13 d) 14 e) 0,1 19. (PUC-PR) Uma solução de monobase apresenta

concentração de íons hidróxido igual a 17 mg/L. Qual é o pH dessa solução? (Massa molar do OH

- = 17 g/mol)

a) 3,0 b) 5,0 c) 7,0 d) 9,0 e) 11,0 20. (PUCCAMP-SP) Em São Paulo, a Cetesb constatou,

em 1986, uma “chuva ácida” de pH = =5. Isto significa uma concentração de íons H

+ da ordem de:

a) 10 -5

mol/L b) 5 . 10

-1 mol/L

c) 5 . 10 -5

mol/L d) 5 . 10

-2 mol/L

e) 5 mol/L

21. (CESGRANRIO-RJ) Constatou-se que uma amostra de suco de laranja possui pH = 4. As concentrações de H

+ e OH

- no suco são, respectivamente:

a) 10 -2

e 10 -12

b) 10

-4 e 10

-10

c) 10 -6

e 10 -8

d) 10

-7 e 10

-7

e) 10 -8

e 10 -6

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22. (FM POUSO ALEGRE-MG) Uma solução de ácido acético (CH3COOH) é preparada de tal modo que seja 0,004 mol/L. O pH dessa solução aquosa, sabendo que o ácido se encontra 25% ionizado, está mais bem representado pela opção:

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 23. (UNIP-SP) O ácido láctico é um monoácido presente

em músculos doloridos depois de exercícios vigorosos. O pH de uma solução 0,100 mol/L de ácido láctico 4% ionizado é: (log 4 = 0,6)

a) 11,6 b) 2,7

c) 2,4 d) 3,3

e) 4,8 24. (PUC-PR) O pH de uma solução 0,25 mol/L de uma

monobase que está 0,4% dissociada é: a) 13 b) 11 c) 9 d) 7 e) 5 25. (CESGRANRIO-RJ) O HF é um ácido cuja

constante de dissociação é Ka = 4,0 x 10 -4

a 25°C. Assinale a opção que indica, aproximadamente, o valor do pH de uma solução 0,25 mol/L desse ácido a 25°C.

a) 1 b) 1,6 c) 2 d) 2,5 e) 4 26. (FEI-SP) Determine o grau de ionização de uma

monobase em solução 0,5 mol/L, sabendo que o pH dessa solução é igual a 10:

a) 0,2% b) 0,02% c) 0,5% d) 0,8% e) 1% 27. (UFGO) Na água de um aquário, a concentração de

um monoácido produzido pela decomposição de bactérias é 10

-4 mol/L e sua constante de ionização

Ka = 1,0 x 10 -8

. O pH da água do aquário é: a) 2 b) 3 c) 4

d) 5 e) 6 28. (FESP-PE) Uma solução 10

-4 mol/L de ácido acético

a 25°C está 33,5% ionizada. Seus pH e pOH são, respectivamente: (log 3,35 = 0,53)

a) 4,47 e 9,53 b) 4,47 e 18,47 c) 10,30 e 3,70 d) 9,53 e 4,47

e) 3,70 e 10,30 29. (FCMSC-SP) A 45°C, o produto iônico da água é

igual a 4,0 x 10 -14

. A essa temperatura, o valor de [H

+ ] de uma solução aquosa neutra é:

a) 0,6 x 10 -7

b) 2,0 x 10

-7

c) 4,0 x 10 -7

d) 2,0 x 10

-14

e) 4,0 x 10 -14

30. (ITA-SP) A 60°C, o produto iônico da água, [H

+ ] x

x [OH - ], é igual a 1,0 x 10

-13 . Em relação a soluções

aquosas, nesta temperatura, assinale as afirmações corretas: 01) Soluções ácidas são aquelas que têm pH < 6,5. 02) Soluções neutras têm pH = 6,5. 04) Soluções básicas têm pH > 6,5. 08) pH + pOH tem que ser igual a 13,0. 16) Solução com pH = 14 é impossível de ser obtida.

HIDRÓLISE DE ÍONS

Hidrólise de um íon é a reação entre este íon e a água. • Hidrólise de ânions

A hidrólise de um ânion pode ser representada pela equação:

A- + HOH HA + OH-

H+

ânion ácido

A reação de hidrólise de um ânion ocorre quando o

ácido formado for um ácido fraco. Devido à formação de íons OH

- , a solução resultante

é básica (pH > 7). Exemplos: Hidrólise do ânion cianeto, CN

- :

CN - + HOH HCN + OH

-

ácido solução fraco básica Hidrólise do ânion bicarbonato, HCO3

- :

HCO3 - + HOH H2CO3 + OH

-

ácido solução fraco básica • Hidrólise de cátions

A hidrólise de um cátion pode ser representada pela equação:

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OH-

C+ + HOH COH + H+

cátion base

A hidrólise de um cátion ocorre quando a base

formada for uma base fraca. Devido à formação de íons H

+ , a solução resultante

é ácida (pH < 7).

Exemplos: Hidrólise do cátion amônio, NH4

+ :

NH4 + + HOH NH4OH + H

+

base solução fraca ácida Hidrólise do cátion prata, Ag

+ :

Ag + + HOH AgOH + H

+

base solução fraca ácida

Hidrólise de sais

Seja um sal C + A

- . Em água ele sofre dissociação

iônica:

C + A

-  C

+ + A

-

Uma vez dissociado, poderá: • ocorrer a hidrólise do ânion A

- ,

• ocorrer a hidrólise do cátion C + ,

• ocorrer a hidrólise de ambos os íons, • não ocorrer a hidrólise de nenhum dos íons.

Exemplo 1: Bicarbonato de sódio, Na + (HCO3)

- :

Na + (HCO3)

-  Na

+ + HCO3

-

O cátion Na + não hidrolisa, pois a base

correspondente é forte. O ânion HCO3

- hidrolisa. O ácido formado é fraco.

HCO3 - + HOH H2CO3 + OH

-

A produção de ânions OH - torna a solução básica

(pH>7). Este comportamento é característico de sais

formados por cátions de bases fortes e ânions de ácidos fracos.

Exemplo 2: Cloreto de amônio, NH4 + Cℓ

- .

NH4 + Cℓ

-  NH4

+ + Cℓ

-

O ânion Cl

- não hidrolisa, pois o ácido

correspondente é forte. O cátion NH4

+ hidrolisa. A base formada é fraca.

NH4 + + HOH NH4OH + H

+

A produção de cátions H + torna a solução ácida

(pH < 7). Este comportamento é característico de sais

formados por cátions de bases fracas e ânions de ácidos fortes.

Exemplo 3: Bicarbonato de amônio, (NH4) + (HCO3)

-

(NH4) + (HCO3)

-  NH4

+ + HCO3

-

O cátion NH4

+ hidrolisa. A base formada é fraca.

NH4 + + HOH NH4OH + H

+

O ânion HCO3 - hidrolisa. O ácido formado é fraco.

HCO3 - + HOH H2CO3 + OH

-

Devido ocorrer a hidrólise do cátion e do ânion, o pH da solução resultante será determinado através das constantes de ionização do ácido fraco (Ka) e da base fraca (Kb). Se:

Ka > Kb  solução ácida (pH < 7)

Ka < Kb  solução básica (pH > 7)

Ka = Kb  solução neutra (pH = 7)

Este comportamento é característico de sais formados por cátions de bases fracas e ânions de ácidos fracos.

Exemplo 4: Cloreto de sódio, Na + Cℓ

- :

Na + Cℓ

-  Na

+ + Cℓ

-

O cátion Na

+ não hidrolisa. A base correspondente

é forte. O ânion Cl

- não hidrolisa. O ácido correspondente é

forte. Como não ocorre a hidrólise de íons, a solução

resultante é neutra (pH = 7). Este comportamento é característico de sais

formados por cátions de bases fortes e ânions de ácidos fortes.

SOLUÇÃO TAMPÃO

Solução-tampão, solução buffer ou solução reguladora é toda solução que tem por finalidade evitar variações bruscas de pH quando à mesma se adiciona um ácido forte ou uma base forte.

Uma solução-tampão é constituída por um ácido fraco (HA) e seu sal (BA) ou por uma base fraca (BOH) e seu sal (BA).

Exemplos

Solução de ácido acético (HAc) e acetato de sódio (NaAc).

Solução de hidróxido de amônio (NH4OH) e cloreto de amônio (NH4Cℓ).

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Seja o tampão HAc/NaAC.

Em solução o HAc (ácido fraco) está pouco ionizado e o NaAc (eletrólito forte) está totalmente dissociado.

HAc ⇄ H + + Ac

-

NaAc → Na + = Ac

-

Ao se adicionar ácido forte à esta solução, o equilíbrio iônico do HAc sofrerá deslocamento para a esquerda, consumindo o H

+ adicionado, o que impede a

variação brusca de pH.

Ao se adicionar base forte à esta solução, o H + do

equilíbrio iônico do HAc irá consumir o OH - adicionado

(H + + OH

- → H2O). Para repor o H

+ consumido junto

com o OH - , o equilíbrio sofrerá deslocamento para a

direita, o que impede a variação brusca do pH.

A ação da solução-tampão tem limites. A adição de quantidades excessivas de ácido ou base destruirá o efeito tampão.

Para se calcular o pH de uma solução tampão, pode-se demonstrar que:

• para solução-tampão de um ácido fraco e seu sal,

[ácido]

sal]do[ânion logpKpH a 

• para solução-tampão de uma base fraca e seu sal,

[base]

sal]do[cátion logpKpKwpH b 

Onde pKa = −log Ka, pKb = −log Kb e pKw = −log

Kw.

Estas fórmulas são conhecidas como equações

de Henderson-Hasselbach.

Exemplo:

Sabendo que a constante de ionização (Ka) do

ácido cloroacético, a 25 o C, é 1,4 x 10

-3 , calcular o pH

de uma solução-tampão contendo ácido cloroacético

0,10 mol/L e cloroacetato de sódio 0,15 mol/L.

Dados: log 1,4 = 0,15; log 1,5 = 0,18.

Resolução:

Utilizando a expressão

[ácido]

sal]do[ânion logpKpH a 

onde:

pKa = -log Ka = -log (1,4 x 10 -3

) = 2,85,

[ânion do sal] = [cloroacetato] = 0,15 mol/L,

[ácido] = 0,10 mol/L,

tem-se:

 log1,52,85 [0,10]

[0,15] log2,85pH

pH = 2,85 + 0,18 = 3,03

E X E R C Í C I O S D E S A L A 01. Nitrato de potássio e nitrato de amônio são dois

sais usados na fabricação de fertilizantes. O que se pode afirmar sobre o caráter (ácido, básico, neutro) das soluções aquosas de cada um desse sais? _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________

02. (FEI – SP) Os compostos cianeto de sódio (NaCN),

cloreto de zinco (ZnCℓ2), sulfato de sódio (Na2SO4) e cloreto de amônio (NH4Cℓ), quando dissolvidos em água, tornam o meio respectivamente: a) básico, ácido, ácido, neutro. b) ácido, básico, neutro, ácido. c) básico, neutro, ácido, ácido. d) básico, ácido, neutro, ácido. e) ácido, neutro, básico, básico.

03. (VUNESP) Quando se adiciona o indicador

fenolftaleína a uma solução aquosa incolor de uma base de Arrhenius, a solução fica vermelha. Se a fenolftaleína for adionada a uma solução aquosa de ácido de Arrhenius, a solução continua incolor. Quando se dissolve cianeto de sódio em água, a solução fica vermelha após a adição de fenolftaleína. Se a fenolftaleína for adicionada a uma solução aquosa de cloreto de amônio, a solução continua incolor. a) Explique o que acontece no caso do cianeto de

sódio, utilizando equações químicas. ______________________________________ ______________________________________ ______________________________________ ______________________________________ ______________________________________ ______________________________________ ______________________________________ ______________________________________

b) Explique o que acontece no caso do cloreto de

amônio, utilizando equações químicas. ______________________________________ ______________________________________ ______________________________________ ______________________________________ ______________________________________ ______________________________________ ______________________________________ ______________________________________

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04. (UEPG – PR) No interior das células de nosso organismo ocorre, a todo instante, um número incontável de reações químicas. A maioria dos fluídos biológicos onde as reações ocorrem são meios tamponados. Sobre os tampões e o efeito que exercem, assinale o que for correto. 01. O efeito tampão age aumentando a

solubilidade das enzimas em meio aquoso. 02. Os pares H2CO3/NaHCO3 e NH4OH/NH4Cℓ são

exemplos de substâncias que agem como tampão.

04. O efeito tampão impede variações bruscas de pH, quando ocorre a adição de íons H

+ ou OH

-

no meio. 08. Os meios tamponados são neutros e

apresentam pH igual a 7. 16. Os tampões mantêm constante o volume de

solvente no meio, o que impede as variações de concentração.

05. (UFMG) Considere duas soluções aquosa diluídas, I e II, ambas de pH = 5. A solução I é tampão e a II não. Um béquer contém 100 mL da solução I e um segundo béquer contém 100 mL da solução II. A cada uma dessas soluções adicionam-se 10 mL de NaOH aquoso concentrado. Assinale a alternativa que apresenta corretamente as variações de pH das soluções I e II, após a adição de NaOH(aq). a) O pH de ambas irá aumentar e o pH de I será

maior do que o de II. b) O pH de ambas irá aumentar e o pH de I será

igual ao de II. c) O pH de ambas irá diminuir e o pH de I será

igual ao de II. d) O pH de ambas irá aumentar e o pH de I será

menor do que o de II. e) O pH de ambas irá diminuir e o pH de I será

maior do que o de II.

T E S T E S D E V E S T I B U L A R

01. (UFSC) O carbonato monohidrogenado de sódio é conhecido como bicarbonato e sua dissolução aquosa tem, como característica básica, neutralizar a acidez estomacal.

Esta característica deve-se ao fato de que, ao se dissolver em água, o bicarbonato:

01) permanece inalterado. 02) apresenta reação de hidrólise. 04) elimina próton. 08) desprende gás carbônico. 16) forma íons OH

- .

32) permanece em íon Na + e HCO3

- .

02. (ITA-SP) Numa solução aquosa de acetato de sódio

há: a) mais íons H

+ do que íons OH

- .

b) mais íons OH - do que íons H

+ .

c) o mesmo número de íons H + e íons OH

- .

d) não há íons H + nem íons OH

- .

e) o mesmo número de íons Na + e íons CH3COO

- .

03. (UFRGS) A única das espécies que, ao ser

dissolvida em água, resulta em uma solução com pH menor que o do solvente puro é:

a) NaCl b) Na2CO3 c) CaCl2 d) NH3 e) (NH4)2SO4 04. (FUVEST-SP) Carbonato de sódio, quando colocado

em água, a 25°C, se dissolve:

Na2CO3(s) + H2O(l)  HCO3 - (aq) + 2 Na

+ (aq) + X

X e o pH da solução resultante devem ser: a) CO2, maior que 7. b) OH

- (aq), maior que 7.

c) H +

(aq),igual a 7. d) CO2, igual a 7. e) OH

- (aq), menor que 7.

05. (CEFET-MG) A seguir, estão relacionados alguns

produtos comerciais/industriais e as substâncias ativas dos mesmos:

Produtos comerciais/ industriais

Substâncias ativas

mármore detergente solução de bateria leite de magnésia fertilizante

carbonato de cálcio amônia (amoníaco) ácido sulfúrico hidróxido de magnésio nitrato de potássio

Em relação a esses compostos, é incorreto afirmar que:

a) o detergente amoniacal é ácido. b) a solução de bateria tem pH<7. c) o nitrato de potássio é um sal neutro. d) o leite de magnésia é uma solução básica. e) o mármore reage com HCl, liberando CO2. 06. (FM POUSO ALEGRE-MG) Dos sais abaixo, indique

aquele que em solução aquosa apresenta reação ácida:

a) KCN b) NaCl c) Na2CO3 d) NH4Br e) K2SO4 07. (UFRGS) Preparam-se 5 soluções 1 mol/L das

seguintes substâncias:

sol. 1 sol. 2 sol. 3 sol. 4 sol. 5

CH3COOH NaCℓ NH4OH HCℓ NaOH

Pode-se prever que o pH das soluções terá valores tais que permitem que se escreva: a) pH sol. 1 > pH sol. 2 > pH sol. 3 > pH sol. 4 > pH

sol. 5 b) pH sol. 5 > pH sol. 4 > pH sol. 3 > pH sol. 2 > pH

sol. 1 c) pH sol. 1 > pH sol. 4 > pH sol. 3 > pH sol. 2 > pH

sol. 5

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d) pH sol. 5 > pH sol. 3 > pH sol. 2 > pH sol. 1 > pH sol. 4

e) pH sol. 4 > pH sol. 1 > pH sol. 2 > pH sol. 3 > pH sol. 5

08. (UFRGS) O soluto que em água forma uma solução

com pH maior que 7,0 é o: a) nitrato de amônio

b) gás carbônico c) vinagre

d) cloreto de sódio e) sabão

09. (MACKENZIE - SP) Entre as soluções aquosas das

seguintes substâncias: I. acetato de sódio II. cianeto de potássio III. fenol IV. cloreto de amônio apresentam pH maior que 7: a) I e II

b) II e III c) I, II e IV

d) II, III e IV e) I, III e IV

10. (UFRGS) As soluções aquosas de três substâncias

A, B e C apresentam os seguintes valores de pH;

Substância pH A 2,7 B 6,8 C 10,4

Das substâncias relacionadas a seguir, indique o grupo que poderia ser enquadrado nos valores de pH anteriormente citados:

Grupo Substância Substância Substância

a) HCℓ K2O NaOH b) CaO K2SO4 HNO3 c) KOH CO2 H2S d) SO3 NaCℓ Na2CO3 e) H2SO4 NaHSO4 Ba(OH)2

PRODUTO DE SOLUBILIDADE (Kps ou PS)

Quando um sólido é adicionado a um solvente, ele se dissolve até o limite definido pelo seu coeficiente de solubilidade. A partir desse limite ele não mais se dissolve, permanecendo como sólido no fundo do recipiente que o contém formando o denominado corpo de fundo.

Considerando o cloreto de prata, que ao se dissolver, sofre dissociação de acordo com a equação:

AgCℓ(s) Ag +

(aq) + Cℓ - (aq)

Experimentalmente, verifica-se que um sistema como esse está em equilíbrio. Continuamente, íons Ag

+

e Cl - passam da solução para o corpo de fundo e igual

quantidade de AgCl passa do corpo de fundo para a solução.

Ag+(aq) Cl - (aq)

AgCl(s)

solução saturada de AgCl

A constante de equilíbrio para este sistema é dada pela expressão:

Kc = [Ag+] . [Cl-]

[AgCl]

Mas a [AgCℓ] é constante, podendo ser incorporada no valor de Kc:

Kc . [AgCℓ] = [Ag + ] . [Cℓ

- ]

O produto (Kc . [AgCℓ]) é uma outra constante denominada produto de solubilidade e simbolizada por Kps.

Então:

Kps = [Ag + ] . [Cℓ

- ]

Para uma substância genérica AxBy, que se dissocia de acordo com a equação:

AxBy(s) x A y+

(aq) + y B x-

(aq)

o Kps é dado pela expressão:

Kps = [A y+

] x . [B

x- ] y

Exemplos:

• Solução saturada de sulfato de bário:

BaSO4(s) Ba 2+

(aq) + SO4 2-

(aq)

Kps = [Ba 2+

] . [SO4 2-

]

• Solução saturada de fosfato de cálcio:

Ca3(PO4)2(s) 3 Ca 2+

(aq) + 2 PO4 3-

(aq)

Kps = [Ca 2+

] 3 . [PO4

3- ] 2

Observações:

• Só se aplica o produto de solubilidade às

soluções saturadas. • Para uma dada substância, o Kps só varia com a

temperatura. • Quanto maior for o Kps de uma substância, maior

será sua solubilidade. • Em uma solução saturada, o produto das

concentrações molares dos íons dissolvidos (cada uma delas elevada à potência igual ao seu coeficiente) é exatamente igual ao Kps.

• Quando, em uma solução, o produto das concentrações molares dos íons dissolvidos (cada uma

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delas elevada à potência igual ao seu coeficiente) for superior ao Kps, ocorrerá precipitação da substância.

Efeito do íon comum sobre a solubilidade

Se, à solução saturada de uma substância AxBy, juntarmos uma segunda substância que possua um íon comum com AxBy, esta segunda substância provocará precipitação de AxBy como conseqüência do Principio de Le Chatelier.

Consideremos, como exemplo, uma solução saturada de AgCl, com corpo de fundo.

AgCℓ(s) Ag +

(aq) + Cℓ - (aq)

Ag+(aq) Cl - (aq)

AgCl(s)

Adicionemos a esta solução o sal NaCℓ, o qual se dissocia completamente.

NaCℓ(s)  Na +

(aq) + Cℓ - (aq)

Com isso, aumenta-se a [Cl - ] na solução.

Ag+(aq) Cl - (aq)

AgCl(s)

Na+(aq) Cl - (aq)

Para minimizar o aumento na concentração de íon Cℓ

- , o equilíbrio será deslocado no sentido do processo

que forma AgCl(s). Como conseqüência, ocorre a precipitação do AgCl(s), acarretando, portanto, uma diminuição em sua solubilidade.

Ag+(aq) Cl - (aq)

AgCl(s)

Na+(aq) Cl - (aq)

Um raciocínio equivalente pode ser feito a partir da expressão: Kps = [Ag

+ ] . [Cℓ

- ].

Como o valor de Kps é constante, um aumento da [Cℓ

- ] implica uma diminuição da [Ag

+ ]. Uma diminuição

da [Ag + ] acontecerá pela precipitação de AgCℓ(s).

Note que, pelo efeito do íon comum, a solubilidade de uma dada substância é diminuída, mas seu Kps não é alterado.

Cálculos envolvendo Kps

Exemplo 1: A solubilidade do iodato de chumbo II, Pb(IO3)2, a

25°C, é 4,0 . 10 -5

mol/L. Calcular o Kps deste sal, na temperatura indicada.

Resolução:

Pb(IO3)2 Pb 2+

(aq) + 2 IO3 - (aq)

Observando a proporcionalidade fornecida pelos

coeficientes da equação de dissociação do sal (1:1:2), a

dissolução de 4,5.10 -5

mol/L de Pb(IO3)2 produz 4,5.10 -5

mol/L de Pb 2+

e 9,0.10 -5

mol/L de IO3 - . Portanto, no

equilíbrio:

[Pb 2+

] = 4,5.10 -5

mol/L e [IO3 - ] = 9,0.10

-5 mol/L.

Calculando o Kps, tem-se:

Kps = [Pb 2+

] . [IO3 - ] 2

Kps = (4,5 . 10 -5

) . (9,0 . 10 -5

) 2

Kps 3,65 . 10 -13

Exemplo 2: A 25°C, o produto de solubilidade do carbonato de

bário, BaCO3, é 4,9 . 10 -9

. Calcular a solubilidade deste sal naquela temperatura.

Resolução:

BaCO3(s) Ba 2+

(aq) + CO3 2-

(aq)

Vamos estabelecer que a solubilidade do BaCO3(s)

é X mol/L.

Observando a proporcionalidade fornecida pelos

coeficientes da equação de dissociação do sal (1:1:1), a

dissolução de X mol/L de BaCO3 produz X mol/L de

Ba 2+

e X mol/L de CO3 2-

. Portanto, no equilíbrio, [Ba 2+

] =

[CO3 2 ] = X mol/L.

Aplicando a expressão do Kps, tem-se:

Kps = [Ba 2+

] . [CO3 2-

]

4,9 x 10 -9

= X . X

910.4,9X  = 7,0 . 10 -5

E X E R C Í C I O S D E S A L A

01. (Fuvest – SP) Em determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata (Ag2SO4) em água é 2,0 x 10

-2 mol.L

-1 . Qual o valor do produto de

solubilidade (Kps) desse sal, à mesma temperatura? 02. (Fuvest – SP) O produto de solubilidade do sulfato

de chumbo é 2,25 x 10 -8

, a 25 o C. Calcule a

solubilidade do sal, em g.L -1

, nesta temperatura. (Massa molar do PbSO4 = 303 g.mol

-1 )

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T E S T E S D E V E S T I B U L A R

01. (FUVEST-SP) O equilíbrio de dissolução do fosfato de cálcio é representado por:

Ca3 (PO4)2(s) 3 Ca 2+

(aq) + 2 PO4 3-

(aq)

A expressão do produto de solubilidade correspondente é:

a) Kps = [3 Ca 2+

] . [2 PO4 3-

] b) Kps = [Ca

2+ ] 2 . [PO4

3- ] 3

c) Kps = [Ca 2+

] . [PO4 3-

] d) Kps = [Ca

2+ ] 3 . [PO4

3- ] 2

e) Kps = [3 Ca 2+

] . [ PO4 3-

] 02. (CESCEA-SP) Fosfato de prata é parcialmente

solúvel em água. Seu produto de solubilidade é dado por:

a) [Ag + ] . [PO4

3- ]

b) 3[Ag + ] . [PO4

3- ]

c) [Ag + ] . 3[PO4

3- ]

d) [Ag + ] 3 / [PO4

3- ]

e) [Ag + ] 3 . [PO4

3- ]

03. (FURRN) Com base na tabela de produto de

solubilidade abaixo:

Substância P.S.

Ca(OH)2 AgCℓ

Mn(OH)2 CdS Ag2S

4,0 . 10 -6

2,6 . 10

-10

3,5 . 10 -14

8,0 . 10

-27

3,2 . 10 -51

a substância mais solúvel é: a) Ca(OH)2 b) AgCℓ c) Mn(OH)2 d) CdS e) Ag2S 04. (FUC-MT) Com base nos valores do produto de

solubilidade (Kps) de sais em água, da tabela, podemos afirmar que o sal mais solúvel é:

Sal Kps (25°C)

CaSO4 PbI2 AgCℓ AgBr ZnS

2,4 . 10 -5

8,3 . 10

-9-

1,8 . 10 -10

5,0 . 10

-13

1,0 . 10 -20

a) CaSO4 b) PbI2

c) AgCℓ d) AgBr e) ZnS 05. (PUC-PR) A solubilidade do cloreto de prata, AgCℓ,

é de 1,1 . 10 -5

mol/L. O sal dissolvido é totalmente dissociado. Seu Kps é:

a) 1,1 . 10 -5

b) 2,0 . 10

-5

c) 2,0 . 10 -10

d) 1,21 . 10

-10

e) 1,1 06. (ITA-SP) Sabendo-se que a solubilidade em água, a

0°C, do sulfato de prata, Ag2SO4, é 1,8 . 10 -2

mol/L, podemos concluir que o produto de solubilidade desse sal, nesta temperatura, vale:

a) 1,6 . 10 -4

b) 6,5 . 10

-4

c) 6,0 . 10 -3

d) 1,8 . 10

-2

e) 2,3 . 10 -5

07. (FUVEST-SP) O produto de solubilidade do BaSO4

vale 1,0 . 10 -10

, a 25°C. Nessa temperatura, a quantidade, em mols, de BaSO4 que se dissolve em 1 L de água pura é, aproximadamente:

a) 10 10

b) 10

5

c) 10 -5

d) 10

-10

e) 10 -20

08. (FEI-SP) Os sulfetos metálicos são encontrados em

grande quantidade na natureza. Sabendo-se que a 25°C o produto de solubilidade do sulfeto de zinco, ZnS, vale 1,3 . 10

-23 , determine sua solubilidade, em

mol/l, nessa temperatura. a) 3,6 . 10

-12

b) 3,6 . 10 -8

c) 6,4 . 10

-5

d) 3,49 . 10 5

e) 3,6 . 10 4

09. (CESGRANRIO-RJ) A solubilidade do AgCℓ a 18

o C

é 0,0015 g/L. Sabendo-se que a sua massa molar é 143,5 g/mol, qual será o seu produto de solubilidade, considerando-se a concentração iônica igual à concentração molar?

a) 1,0 . 10 -10

b) 1,0 . 10

-5

c) 1,5 . 10 -3

d) 3,0 . 10

-3

e) 6,0 . 10 -3

10. (CESGRANRIO-RJ) Um sal, representado pela

fórmula XY2, tem, a 25 o C, Kps = 4 . 10

-9 .

Assinale a opção que identifica a quantidade de íons X

+ e Y

- contidos em 500 mL da solução saturada

deste sal a 25 o C.

mols X + mols Y

-

a) 2 . 10 -9

4 . 10 -9

b) 4 . 10 -9

8 . 10 -9

c) 8 . 10

-9 4 . 10

-9

d) 5 . 10 -4

1 . 10 -3

e) 1 . 10

-3 5 . 10

-4

11. (FUVEST-SP) À temperatura T, a reação

N2O4(g) ⇄ 2 NO2(g) apresenta uma constante de equilíbrio Kc = 1,0. Analise os dados abaixo, relativos a duas misturas

gasosas sob essa mesma temperatura, e decida em

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qual delas os gases estão em equilíbrio. Indique os cálculos que você utilizou.

Mistura [NO2] [N2O4]

I 1,0 x 10 -1

1,0 x 10 -3

II 1,0 x 10 -2

1,0 x 10 -4

12. (UFGO) 200 ml de solução de ácido acético contêm

3,0 g do ácido puro. Essa solução foi transferida totalmente para um balão volumétrico aferido de 500 ml de capacidade. Em seguida, completou-se o volume com água destilada até o traço de aferição. Sabendo que, na solução preparada (500 ml), o ácido acético está 1,3% ionizado, calcule sua constante de ionização. (Massas molares, em g/mol: H=1; C=12; O=16)

13. (UNICAMP-SP) A metilamina, H3C – NH2, prove-

niente da decomposição de certas proteínas e responsável pelo desagradável cheiro de peixe, é uma substância gasosa, solúvel em água. Em soluções aquosas de metilamina ocorre o equilíbrio:

H3C–NH2(aq) + H2O(l) ⇄ H3C–NH3 +

(aq) + OH - (aq)

a) O pH de uma solução aquosa de metilamina será maior, menor ou igual a 7? Justifique sua resposta.

b) Por que o limão ou vinagre (soluções ácidas) diminuem o cheiro de peixe?

14. (FUVEST-SP) Considere os seguintes equilíbrios:

Ag +

(aq) + Cℓ - (aq) ⇄ AgCℓ(s) K = 6,0 x 10

9

Ag +

(aq) + I - (aq) ⇄ AgI(s) K = 1,0 x 10

16

a) Qual dos sais de prata é mais solúvel? Justifique. b) Calcule a concentração de íons Ag

+ (aq) numa

solução saturada de AgI.

15. (ENEM-MEC) Suponha que um agricultor esteja interessado em fazer uma plantação de girassóis. Procurando informação, leu a seguinte reportagem:

Solo ácido não favorece plantio Alguns cuidados devem ser tomados por quem

decide iniciar o cultivo de girassol. A oleaginosa deve ser plantada em solos descompactados, com pH acima de 5,2 (que indica menor acidez da terra). Conforme as recomendações da Embrapa, o agricultor deve colocar, por hectare, 40 kg a 60 kg de nitrogênio, 40 kg a 80 kg de potássio e 40 kg a 80 kg de fósforo.

O pH do solo, na região do agricultor, é de 4,8. Dessa forma, o agricultor deverá fazer a “calagem”.

(Folha de São Paulo, 25/09/1996)

Suponha que o agricultor vá fazer calagem (aumento do pH do solo por adição de cal virgem – CaO). De maneira simplificada, a diminuição da acidez se dá pela interação da cal (CaO) com a água presente no solo, gerando hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), que reage com os íons H

+ (dos

ácidos), ocorrendo, então, a formação de água e deixando os íons Ca

2+ no solo.

Considere as seguintes equações: I. CaO + 2 H2O → Ca(OH)3 II. CaO + H2O → Ca(OH)2 III. Ca(OH)2 + 2 H

+ → Ca

2+ + 2 H2O

IV. Ca(OH)2 + H + → CaO + H2O

O processo de calagem descrito acima pode ser representado pelas equações: a) I e II b) I e IV c) II e III d) II e IV e) III e IV

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