004 Equilíbrio Iônicos - 2º Ano

1 Equilíbrios Iônicos – pH e pOH

Colégio Salesiano Sagrado Coração Aluna(o): _______________________________________________ Nº: _________ Turma: 2º ano ____

Recife, ______ de ________________ de 2012

Disciplina: Físico–química Professor: Eber Barbosa

Equilíbrio Iônicos – pH e pOH ]

Quando um sistema em equilíbrio químico é constituído por íons em solução, será denominado equilíbrio iônico. Assim como ocorre com os equilíbrios moleculares, os equilíbrios iônicos também podem ser estudados através de suas constantes de equilíbrio. Dessa forma abriremos esse capítulo estudando as constantes de equilíbrio dos sistemas ácidos e básicos.

01 – Constante de Acidez (Ka)

HA H+ + A– Exemplo: HCN H+ + CN– ... ou, ainda... HCN + H2O ⇆ H3O+ + CN–

Observações importantes:

1ª ) Meios ácidos são caracterizados pela presença do cátion H+(aq). Quanto maior é a concentração de H+

(aq) , maior é a

acidez do sistema.

2ª ) Quanto maior é a constante de acidez, menos fraco (mais forte) é o ácido.

3ª ) Ácidos fortes (grau de ionização, α, da ordem de 100%) não apresentam constante de acidez, ou seja, Ka é definido apenas para ácidos fracos.

Relações Importantes:

A concentração de H+ de uma solução de um monoácido pode ser determinada pela expressão:

[ H+ ] = [ Ácido ] .

A constante de acidez para monoácidos muito fracos pode ser determinada pela expressão:

KA = [ Ácido ] . 2 ...Lei da diluição de Ostwald

Exemplo1: Determine Ka para uma solução aquosa 0,40 molar de certo monoácido HA 2,0% ionizado.

OU PELA FÓRMULA: KA = [ Ácido ] . 2 KA = 4 . 10

–1 . (2 . 10

–2)

2 KA = 4 . 10

–1 . 4 . 10

–4 KA = 16 . 10

–1 . 10

–4

[ HA ]

[ H+ ] . [ A– ] KA =

H2O

H2O

[ HCN ]

[ H+ ] . [ CN– ] KA =

[ HCN ]

[ H3O+ ] . [ CN– ] KA =

HA ⇆ H+ + A–

Início... 0,4 M 0,0 0,0

– 0,008 M + 0,008 M + 0,008 M

Fim... 0,392 M 0,008 M 0,008 M

α = 0,02

[ HA ]

[ H+ ] . [ A– ] KA =

[ 4 . 10–1

]

[ 8 . 10–3

] . [ 8 . 10–3

] = KA = 1,6 . 10

–4


02 – Constante de Basicidade (Kb) BOH B+ + OH– Exemplo: NH4OH NH4

+ + OH–

Observações importantes:

1ª ) Meios básicos são caracterizados pela presença do ânion OH–(aq). Quanto maior é a concentração do ânion OH–

(aq) ,

maior é a basicidade do sistema.

2ª ) Quanto maior é a constante de basicidade, mais forte é a base.

3ª ) Bases fortes (grau de ionização, α, da ordem de 100%) não apresentam constante de basicidade, ou seja, Kb é definido apenas para bases fracas.

Relações Importantes:

A concentração de OH–(aq) de uma solução de uma monobase pode ser determinada pela expressão:

[ OH– ] = [ Base ] .

A constante de basicidade para monobases muito fracas pode ser determinada pela expressão:

KB = [ Base ] . 2 ...Lei da diluição de Ostwald

Conclusões:

1ª ) Alguns ácidos como por exemplo HCℓ, HBr, HI, HNO3, H2SO4 e HCℓO4 não apresentam constante de acidez porque são ácidos fortes (grau de ionização tendendo a 100%) .

2ª ) As bases de elementos da 1A e 2A não apresentam constante de basicidade por serem bases fortes.

3ª ) Considerando que a [ H+ ] caracteriza acidez e [ OH– ] determina a basicidade, podemos afirmar que... [ H+ ] > [ OH– ] .......... meio ácido [ H+ ] < [ OH– ] .......... meio básico [ H+ ] = [ OH– ] .......... meio neutro

03 – pKa e pKb

Outra forma de expressar a intensidade do caráter ácido/básico das soluções consiste na análise dos valores de pKa ou pKb.

pKa = – log Ka pKb = – log Kb Exemplo: Considere os ácidos HX e HY cujas constantes de acidez são respectivamente 10

–4 e 10

–7. Analise a força desses

ácidos em função dos seus valores de pKa.

Ácido Ka e seu significado pKa = – log Ka

HX Ka = 10–4 : Ka maior = maior acidez pKa = 4 : pKa menor = maior acidez

HY Ka = 10–7 : Ka menor = menor acidez pKa = 7 : pKa maior = menor acidez

Conclusões:

Maior acidez .......... Maior Ka .......... Menor pKa

Menor acidez .......... Menor Ka .......... Maior pKa Importante: A mesma análise aplica-se à medida da intensidade do caráter básico através do Kb e do pKb.

[ BOH ]

[ B+ ] . [ OH– ] KB =

[ NH4OH ]

[ NH4+ ] . [ OH– ]

KB =

H2O

H2O


04 – Constante da Auto–Ionização da Água (KW)

Considere a fórmula da água... (H2O) = HOH. Na verdade a própria água também sofre um processo de ionização (ou auto-ionização) que pode ser descrito pela seguinte equação... HOH H+ + OH– X molar X molar Este fenômeno apresenta uma constante de equilíbrio dada por KW...

HOH H+ + OH– KW = [ H+ ] . [ OH– ]

Ou ainda....

Importante: Na água pura, a 25oC e 1atm, temos: KW = 10–14 ou seja [ H+ ] . [ OH– ] = 10–14

X . X = 10–14 X2 = 10–14 X = 10–7 molar

Água pura nas condições padrão... [ H+ ] = [ OH– ] Conclusões:

Meio [ H+ ] [ OH– ]

Ácido > 10–7 M < 10–7 M

Neutro = 10–7

M = 10–7

M

Básico < 10–7 M > 10–7 M

Exemplo: Compare a intensidade da acidez ou basicidade dos sistemas abaixo...

[ H+ ] = 10–7 M

[ OH– ] = 10–7 M

[ H+

] = 10–9

[ OH– ] = 10–5

[ H+

] = 10–12

[ OH–

] = 10–2

[ H

+ ] = 10

–7

[ OH– ] = 10–7 [ H

+ ] = 10

–2

[ OH– ] = 10–12

[ H+

] = 10–5

[ OH–

] = 10–9

H2O

Constante de auto-ionização da água ou Constante de equilíbrio iônico da água.

[ H+ ] >> [ OH

– ]

Mais ácido [ H+ ] > [ OH– ]

Ácido [ H

+ ] < [ OH

– ]

básico [ H

+ ] << [ OH

– ]

Mais básico

[ H+ ] = [ OH

– ]

Neutro

...pelo qual observamos que, na água pura, as concentrações de H+ e OH– são iguais, justificando porque a água pura é um exemplo de meio neutro, pois a acidez do H+

(aq) é eliminada pela basicidade do OH–(aq).

H2O

HOH + HOH H3O+ + OH–

H2O

KW = [ H3O+ ] . [ OH

– ]

Comentários Adicionais


05 – Escalas de pH e pOH

São escalas que facilitam a medida do grau de acidez ou basicidade das soluções. Essas escalas constituem a contribuição de Sorensens para o estudo da acidez e basicidade dos sistemas.

5.A – Potencial Hidrogeniônico (pH) Observação: Quanto maior a [ H

+ ], mais ácido será o meio e menor o valor do pH.

5.B – Potencial Hidroxiliônico (pOH) Observação: Quanto maior a [OH– ], mais básico será o meio e menor o valor do pOH.

Relações Importantes à 25oC:

[ H+ ] . [ OH– ] = 10–14 pH + pOH = 14 KA . KB = 10–14

Exemplo para análise à 25oC:

Não esqueça:

O pH de um sistema neutro só é igual a 7 em 25oC, onde KW = 10–14. Em outra temperatura qualquer com um valor qualquer de KW, o pH do meio neutro logicamente será ≠ 7.

pH = – log [ H+ ]

Escala de pH

0 7 14

mais ácido neutro mais básico

[ H+

] = 10–9

[ OH–

] = 10–5

[ H+ ] = 10–12

[ OH– ] = 10–2 [ H+ ] = 10–7

[ OH–

] = 10–7

[ H

+ ] = 10

–2

[ OH–

] = 10–12

[ H+ ] = 10–5

[ OH– ] = 10–9

pH = – log [ H+ ]

pH = – log 10–2 pH = 2

pOH = – log [OH– ] pOH = – log 10

–12

pOH = 12

pH = – log [ H+ ] pH = – log 10

–5

pH = 5

pOH = – log [OH– ]

pOH = – log 10–9 pOH = 9

pH = – log [ H+ ] pH = – log 10–7

pH = 7

pOH = – log [OH– ] pOH = – log 10–7

pOH = 7

pH = – log [ H+ ] pH = – log 10

–9

pH = 9

pOH = – log [OH– ]

pOH = – log 10–7 pOH = 5

pH = – log [ H+ ]

pH = – log 10–12

pH = 12

pOH = – log [OH– ] pOH = – log 10–2

pOH = 2

Mais ácido Ácido Neutro Básico Mais básico

pOH = – log [ OH– ]

Escala de pOH

14 7 0


Para sistemas ácido/base conjugados


06 – Análise de Textos

Texto1: Deduza o formato da escala de pH considerando que a uma temperatura T qualquer a constante de auto-ionização da água seja de 10–15.

[ H+ ] . [ OH– ] = KW

[ H+ ] . [ OH– ] = 10–15 X . X = 10–15 X2 = 10–15 X = 10–7,5 molar

Texto2: Determine o pH e o pOH de uma solução aquosa de HCℓ 0,0001 mol/L.

Texto3: Determine o pH e o pOH de uma solução aquosa de NaOH 0,00001 mol/L.

Texto4: Determine o pH e o pOH de uma solução aquosa de HA 0,05 mol/L, 2% ionizado.

HCℓ(aq) ⇄ H+

(aq) + Cℓ–

(aq)

10–4

mol/L 10–4

mol/L 10–4

mol/L

[H+] = 10–4 mol/L e consequentemente...

[OH–] = 10

–10 mol/L originado da água

consequentemente...

Considerando que a água produz [H+] = [OH–]

[H+] = 10–10 mol/L ........ originado da água [OH–] = 10–10 mol/L ...... originado da água

pH = – log [ H+ ] pH = – log 10–4 pH = 4 e consequentemente pOH = 10

Escala de pH com Kw = 10–15

0 7,5 15


[ H+ ] = 10

–7,5 M

[ OH- ] = 10–7,5 M

NaOH(aq) ⇄ Na+(aq) + OH–

(aq) 10–5 mol/L 10–5 mol/L 10–5 mol/L

[OH–] = 10–5 mol/L e consequentemente...

[H+] = 10–9 mol/L originado da água consequentemente...

Considerando que a água produz [H+] = [OH–]

[H+] = 10–9 mol/L ........ originado da água [OH–] = 10–9 mol/L ...... originado da água

pOH = – log [ OH– ] pOH = – log 10–5 pOH = 5 e consequentemente pH = 9

HA(aq) ⇄ H+(aq) + A–

(aq)

5.10–2 mol/L 0 mol/L 0 mol/L

– 0,01.10–2

mol/L + 0,01.10–2

mol/L + 0,01.10–2

mol/L

4,99.10–2 mol/L 0,01.10–2 mol/L 0,01.10–2 mol/L

[H+] = 10–4 mol/L

pH = – log 10–4 pH = 4

[H++ = * ácido + . α [H+] = 5 . 10–2 . 0,02 [H

+] = 10

–4

pH = – log 10

–4

pH = 4

α = 0,02

Grau de ionização = % de moléculas que se ionizaram.


Texto5: Determine o pH e o pOH de uma solução aquosa de HA 0,05 mol/L, considerando sua constante de ionização igual a 8 . 10

–7. (Dado log 2 = 0,3)

Texto6: Determine o pH e o pOH de uma solução aquosa de HX 0,00000001 mol/L, 100% ionizado.

07 – Revisão de Logarítimo

Definição de logarítmo: Para Logb 10a = x teremos bx = a

Propriedades: Log 10a = a log ab = b . log a log a . b = log a + log b

Exemplo: dados log 2 = 0,3 e log 3 = 0,47, determine... a) log 103 = 3 b) log 10–4 = –4 c) – log 10–5 = 5 d) log 8 e) log 6 f) log 48 g) log 2 . 10

–5 h) – log 8 . 10

–3 i) log 1,2 . 10

–6

log 23 = 3 . log 2

= 3 . 0,3 = 0,9

log 2 . 3 = log 2 + log 3 = 0,3 + 0,47 = 0,77

log 6 . 8 = log 6 . 23 = log 3 . 2 . 2

3

log 3 . 24 = log 3 + log 2

4 = log 3 + 4 . log 2

= 0,47 + 4 . 0,3 = 1,67

log 2 + log 10–5 log 2 + ( –5 ) . log 10 0,3 – 5 . 1 = – 4,7

– ( log 23 + log 10–3 ) – ( 3 . log 2 + log 10

–3 )

– ( 3 . 0,3 – 3 ) = – ( –2,1 ) = 2,1

HA(aq) ⇄ H+

(aq) + A–

(aq)

5.10–2 mol/L 0 mol/L 0 mol/L

– X mol/L + X mol/L + X mol/L

(5.10–2 – X) mol/L X mol/L X mol/L

[ 5.10–2

]

[ X ] . [ X ] 8 . 10–7 =

X2 = 4 . 10

–8

X = 2 . 10–4 ou seja [H+] = 2 . 10–4 mol/L

pH = – log 2 . 10–4 = – (log 2 + log 10–3) pH = 3,7

[ HA ]

[ H+ ] . [ A– ] KA =

KA = [Ácido] . α2

8.10–7

= 5.10–2

. α2

α = 4.10–3

[H+] = [ ácido ] . α

[H+] = 5 . 10

–2 . 0,004

[H+] = 2.10–4

pH = – log 2 . 10–4

pH = 3,7


01 – (UPE – 2000) O excesso de alcalinidade no sangue é chamado de "alcalose", causando ao organismo humano consequências drásticas. Para evitar a "alcalose", recomenda-se ao paciente que:

a) tome bastante água açucarada para elevar a taxa de glicose no sangue, tendo em vista suas propriedades acentuadamente ácidas;

b) respire rápida e profundamente, a fim de oxigenar com mais vigor as células cerebrais, aumentando com isso a concentração de monóxido de carbono que favorece as sinapses neuronais;

c) respire com a boca em um saco fechado, de modo a aumentar a concentração de bióxido de carbono no organismo;

d) fique em repouso absoluto, ingerindo em intervalos regulares pequenas quantidades de bicarbonato de sódio em solução, de modo a manter o pH do sangue sempre acima de 7;

e) suspenda a respiração por aproximadamente 5 minutos, até que o pH do sangue se normalize, atingindo o seu valor ótimo, de modo que os processos bioquímicos vitais sejam preservados.

02 – (UFPE – 1a fase/2005) Analisando a tabela a seguir, com valores de constantes de basicidade, Kb, a 25C para diversas bases, podemos afirmar que:

Base Kb

Dimetilamina, (CH3)2NH 5,4 x 10 -4 Amônia, NH3 1,8 x 10 -5 Hidróxido de zinco, Zn(OH)2 1,2 x 10 -7 Piridina, C5H5N 1,8 x 10

-9

Anilina, C6H5NH2 4,3 x 10 -10

a) A amônia é uma base mais fraca que o hidróxido de zinco. b) A anilina é a base mais forte. c) A piridina e a amônia têm a mesma força básica. d) A dimetilamina é a base mais forte. e) A anilina é mais básica que a piridina.

03 – (UFPE – 1a fase/2004) Sabendo-se que, a 25oC, o cafezinho tem pH 5,0, o suco de tomate apresenta pH 4,2, a água sanitária pH 11,5 e o leite, pH 6,4, pode-se afirmar que, nesta temperatura:

a) o cafezinho e a água sanitária apresentam propriedades básicas. b) o cafezinho e o leite apresentam propriedades básicas. c) a água sanitária apresenta propriedades básicas. d) o suco de tomate e a água sanitária apresentam propriedades ácidas. e) apenas o suco de tomate apresenta propriedades ácidas.

04 – (UFPE – 1a fase/97) Relacione os itens abaixo com os conceitos ácido, básico e neutro.

1) Uma coca-cola tem pH igual a 3 2) Um tablete de um anti-ácido dissolvido num copo d’água tem *OH-] = 10-5 M 3) Uma xícara de chá tem [H+] = 10-5 M 4) Uma solução que tem [H+] = [OH-]

a) 1 - básico, 2 - básico, 3 - ácido, 4 – neutro d) 1 - ácido, 2 - neutro, 3 - básico, 4 - básico b) 1 - ácido, 2 - básico, 3 - neutro, 4 – neutro e) 1 - ácido, 2 - básico, 3 - ácido, 4 - neutro c) 1 - neutro, 2 - ácido, 3 - básico, 4 - ácido

05 – (UFPE – 2a fase/1990) Uma solução HCℓ de concentração 10–2 mol/l foi diluída mil vezes com água destilada. Qual o

pH da solução após diluição?

Testes de Vestibulares


06 – (UPE – Quí. I/2004) Na tabela, há alguns sistemas aquosos com os respectivos valores aproximados de pH, a 25ºC.

Material pH Vinagre 3,0 Saliva 8,0 Limpa-forno 13,0 Água do mar 9,0 Suco gástrico 1,0

Considerando os sistemas aquosos da tabela, é correto afirmar que

a) o vinagre é três vezes mais ácido que o suco gástrico. b) no vinagre, a concentração de íons H3O1+ é cem mil vezes maior que a da saliva. c) a água do mar é menos alcalina que a saliva e mais ácida que o vinagre. d) o sistema aquoso “limpa-forno” é o que contém o menor número de mols de oxidrila por litro. e) o suco gástrico constitui um sistema aquoso fracamente ácido.

07 – (UFPE – 1a fase/92) Coloque, em ordem crescente de pH, as espécies abaixo:

I) Leite de magnésia III) Água de chuva II) Suco de limão IV) Soda cáustica

Assinale, entre as alternativas abaixo, a que corresponde corretamente à questão.

a) II – III – I – IV b) III – II – IV – I c) IV – I – III – II d) II – III – IV – I e) I – IV – III – II

08 – (UFPE – 1a fase/93) A concentração hidrogeniônica do suco de limão puro é 10–3M. Qual o pH de um refresco

preparado com 20 m de suco de limão e água suficiente para completar 200 m ?

a) 2,5 b) 3,0 c) 3,5 d) 4,0 e) 4,5

09 – (UFPE – 1a fase/94) Qual a variação no pH de uma solução 1M de HC que sofreu uma diluição 1/1000?

a) 1000 b) 3 c) 1 d) 1,5 e) 0,001

10 – (UFPE – 1a fase/98) Quando abrimos uma garrafa de refrigerante observamos que seu conteúdo começa, com o tempo, a sofrer um processo de deterioração. Do ponto de vista químico, podemos afirmar que ocorrem as seguintes modificações:

a) [ O2 ] decresce e pH decresce. c) [ O2 ] aumenta e pH decresce. e) [ CO2 ] aumenta e pH decresce. b) [ CO2 ] decresce e pH decresce. d) [CO2 ] decresce e pH aumenta.

11 – (Faculdades Integradas do Recife – FIR/2002) Carbonato de potássio é dissolvido, quando colocado em água, a 25oC:

K2CO3(s) + H2O() ⇆ HCO3–

(aq) + 2 K+

(aq) + X

X e o pH da solução resultante devem ser, respectivamente,

a) CO2 e maior que 7; b) H+ e igual a 7; c) CO2 e igual a 7; d) OH

–(aq) e igual a 7; e) OH

–(aq) e maior que 7.

12 – (UFPE – 1

a fase/98) O pH médio de uma limonada está em torno de 3. Quantos mols de H3O

+ são ingeridos quando se

bebe um copo (250 mL) de limonada ?

a) 1,2 x 10–3 b) 5,0 x 10–3 c) 1,0 x 10–4 d) 2,5 x 10–4 e) 1,2 x 10–5 13 – (UFPE – 2

a fase/98) Quantos gramas de NaOH devem ser adicionados a um tanque contendo 2.000 litros de água com

pH = 3, para neutralizar a acidez ? (Dados: Na = 23 u; H = 1 u; O = 16 u)


14 – (UFRPE – Garanhuns e Serra Talhada/2008.2) 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. Com relação à acidez, os efluentes aquosos das indústrias X, Y e Z apresentam concentrações mostradas na tabela abaixo:

Indústria Concentração no efluente X 10

−3 mol/L de H3O

+

Y 10−4 mol/L de H3O+ Z 10−6 mol/L de OH−

Podem ser lançados, sem tratamento, somente o(s) efluente(s):

a) X e Y b) Y e Z c) X d) Y e) Z 15 – (UPE – Cursos à Distância/2011) No estudo de soluções, gases e conceitos de ácidos e bases, analise as sentenças

abaixo:

I. Solução supersaturada ocorre quando mais do que a concentração de equilíbrio do soluto está presente. II. Solução insaturada ocorre quando existe mais soluto presente do que é necessário para saturar a solução. III. Com relação ao equilíbrio H2(g) + Cℓ2(g) ⇄ 2 HCℓ, para que ocorra deslocamento para a direita, deve-se

adicionar H2(g). IV. O pH de uma solução que apresenta concentração de íons H

+ igual a 10

–2 mol/L é igual a 2.

Estão CORRETAS apenas

a) I e II. b) I, III e IV. c) II e III. d) II e IV. e) I, II e IV 16 – (UFPE – 2ª fase/2003) As características ácidas e básicas de soluções aquosas são importantes para outras áreas além

da Química, como, por exemplo, a Saúde Pública, a Biologia, a Ecologia, e Materiais. Estas características das soluções aquosas são quantificadas pelo pH, cuja escala é definida em termos da constante de ionização da água (Kw) a uma

dada temperatura. Por exemplo, a 25C a constante de ionização da água é igual a 10–14 e a 63C é igual a 10–13. Sobre

o pH de soluções aquosas a 63C julgue os itens abaixo:

I II 0 0 pH + pOH = 13 1 1 água pura (neutra) apresenta pH igual a 6,5 2 2 água pura (neutra) apresenta pH igual a 7,0 3 3 uma solução com pH igual a 6,7 é ácida 4 4 a concentração de íons hidroxila na água pura (neutra) é igual 10–7 mol/L

17 – (UFPE – 2ª Fase/88) Qual o pH de uma solução 0,0025 M de HCN ? (Dado: Ka = 4,0 x 10

–10)

18 – (UNICAP – Quí. II/91) Qual é o pH de uma solução aquosa de HC 0,01 M ?

19 – (UNICAP – Quí. II/90) Calcular o pH de uma solução 0,004 N de certo monoácido, cujo grau de dissociação é 2,5%, nessa concentração.

20 – (FESP – UPE/2006 – Quí. I) 100 mL de uma solução aquosa de uma base M(OH)2 de massa molar 81 g/mol contêm 0,081 mg desse hidróxido. (dado: log 2 = 0,3)

a) pH da solução é igual a 6. b) pH da solução será igual a 5, se o grau de ionização da base for 100%. c) pOH da solução será igual a 5, se o grau de ionização da base for igual a 50%. d) pOH da solução será igual a 6, se o grau de ionização da base for igual a 100%. e) pH da solução será igual a 11, se o grau de ionização da base for igual a 1.


21 – (UFPE – 1a fase/2001) Quando somos picados por uma formiga ela libera ácido metanóico (fórmico), HCOOH.

Supondo que a dor que sentimos seja causada pelo aumento da acidez, e que ao picar a formiga libera um micromol de ácido metanóico num volume de um microlitro, qual deve ser a concentração de H+

(aq) na região da picada? Admita que a solução tem comportamento ideal e que a auto-ionização da água é desprezível.

Dados: Ka 10-4 (constante de dissociação do ácido metanóico).

a) 1 M b) 10–1 M c) 10–2 M d) 10–3 M e) 10–4 M 22 – (UFPE – 1a fase/90) O leite azeda pela transformação da lactose em ácido lático, por ação bacteriana.

Conseqüentemente apresenta:

I) aumento da concentração dos íons hidrogênio. III) diminuição da concentração dos íons hidrogênio. II) aumento da concentração dos íons oxidrilas. IV) diminuição da concentração dos íons oxidrilas.

Assinale o item a seguir que melhor representa o processo.

a) I e III b) II e IV c) I e II d) II e) I e IV 23 – (UFPE – 2a fase/2007) Uma amostra de sódio metálico puro (Na = 23 g/mol) pesando 2,3 g foi colocada lentamente

em um béquer contendo água. Durante este procedimento, observou-se a formação de um gás (posteriormente identificado como sendo hidrogênio). A solução resultante foi completada para 1 L. Avalie as informações a seguir.

I II 0 0 A solução resultante deve ter um pH em torno de 13. 1 1 Um dos produtos deste procedimento é o íon sódio. 2 2 O sódio atua como agente redutor. 3 3 O hidrogênio formado é o agente oxidante neste processo. 4 4 São produzidos 0,05 mols de gás hidrogênio.

24 – (UFPE – 2a fase/2009) Qual deve ser a concentração, em milimol por litro, de uma solução de um ácido HA, cujo pKa = 6, para que a mesma tenha um pH = 4?

25 – (FESP – UPE/92) Preparou-se uma solução de hidróxido de sódio, dissolvendo-se convenientemente 4,0 . 10–7 gramas dessa base em 1 litro de água destilada. Admitindo-se que não houve variação de volume, após a adição da base, pode-se afirmar que o pH do meio é aproximadamente:

(Dados: Na = 23 u; H = 1u; O = 16u; log 1,1 = 0,04)

a) 6,00 b) 8,00 c) 7,04 d) 6,96 e) 12,95 26 – (FESP – UPE/95) Dispõe-se de sete béqueres. No primeiro há 10,0 mL de solução 1,0M de NaOH, nos demais, coloca-

se 9,0 mL de água destilada. Retira-se 1,0 mL da solução alcalina contida no primeiro béquer e adiciona-se ao segundo béquer. Após a homogeneização, retira-se 1,0 mL da solução do segundo béquer e adiciona-se ao terceiro e, assim, procede-se até o sétimo béquer. O pH da solução contida no sétimo béquer é aproximadamente: (Dado: log 1,1 = 0,04)

1 mL 1 mL 1 mL 1 mL 1 mL 1 mL

10 mL 9 mL 9 mL 9 mL 9 mL 9 mL 9 mL NaOH H2O H2O H2O H2O H2O H2O 1,0M

a) 6,0 b) 8,0 c) 8,04 d) 5,96 e) 9,02

1

2

6 3

7

4

5


27 – (UFPE – 2a fase/93) Quantos microlitros de uma solução de ácido clorídrico, HC, 0,4 M devem ser adicionados a um

litro de água pura para se obter uma solução com pH 5 ?

28 – (UFPE – 2a fase/2000) Determine o volume (em mL) de solução 1M de HCℓ que deve ser utilizado para preparar, por

diluição, 200 mL de solução com pH = 1. 29 – (UPE/2002) Dispõe-se de 100,0 mL de uma solução 0,10 mol/L de hidróxido de sódio. Um estudante gotejou,

utilizando uma pipeta graduada, 36 gotas de uma solução de ácido clorídrico 5,0 mols/L sobre a solução alcalina. Após o término da reação (despreze a variação de volume com a adição do ácido clorídrico), é de se esperar que o pH da solução alcalina diminua de...

(Dados: Na = 23 u; H = 1 u; O = 16 u; C = 35,5 u; Volume de uma gota = 0,05 mL)

a) 2 para 1. b) 13 para 12. c) 10 para 8. d) 9 para 8. e) 13 para 11. 30 – (UFPE – 2a fase/92) 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, obteve-se os seguintes valores respectivamente: pH = 5,0, pH = 3,5, pH = 1,0.

I II 0 0 No fraco A está contido um ácido fraco. 1 1 O Ka do ácido A é maior que o Ka do ácido B. 2 2 O ácido B conduz melhor a corrente elétrica do que o ácido C. 3 3 O ácido C está completamente ionizado. 4 4 A concentração de H+ no ácido C é 10–1 M.

31 – (UNICAP – Quí. II/95) A 50 mL de uma solução de HC 0,02 M foram adicionados 50 mL de outra solução de NaOH 0,04 M. Admitindo-se que a neutralização foi total, qual o pH da solução final ?

32 – (FESP-PE/93) O vibrião colérico não sobrevive em meio de pH = 3, ou mais ácido. O número de gotas de uma solução 1,0 M de ácido clorídrico que se deve introduzir em 10 litros de água, a fim de eliminar o vibrião colérico é:

(Admita que não há variação de volume e que o volume de uma gota é 0,05 mL)

a) 10 gotas b) 100 gotas c) 30 gotas d) 200 gotas e) 50 gotas 33 – (UNICAP – Quí. II/98) A uma pequena quantidade de cálcio metálico contido em um balão volumétrico de 500 mL

foram adicionados 200 mL de água destilada. Admitindo que a reação se processa rapidamente, após o seu término, aferiu-se o referido balão, formando-se assim uma solução “A”. Dessa solução retirou-se uma alíquota de 10 mL, à qual

juntou-se 20 mL de água destilada, titulando-se em seguida com HC de concentração 0,0002 mol/L, gastando-se na titulação 5 mL de ácido. Qual será o pH da solução “A” ?

34 – (UNICAP – Quí. II/94) Esta questão se refere à comparação de uma solução de pH = 5 e outra de pH = 9. As duas soluções são eletrólitos fortes.

I II 0 0 A concentração efetiva de OH– na segunda solução é 106 vezes maior que na primeira solução. 1 1 Misturando-se volumes iguais das duas soluções, resulta água pura. 2 2 Misturando-se volumes iguais das duas soluções, resulta uma solução de pH = 7. 3 3 A primeira solução pode ser neutralizada com acetato de sódio. 4 4 Misturando-se volumes iguais das duas soluções, resulta uma solução de [ H

+ ] = 10

–14.

35 – (UFPE – 2a fase/95) O pH da pele humana normal é ácido, podendo chegar a 3,7 em certas regiões. Nessas regiões, quantos milhões de íons H3O

+ estão presentes para cada íon hidroxila?

(Admita que pH + pOH = 14; 100,3

= 2 e 100,6

= 4)


0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

ácido básiconeutro

suco delimão

saliva águapura

clara deovo

sabão

36 – (UFPE – Vitória e Caruaru/2009.2) O ácido cianídrico (HCN), também chamado de ácido prússico, é um ácido fraco, e extremamente volátil. O HCN é extremamente venenoso aos humanos, devido à habilidade do íon CN– em se combinar com o ferro da hemoglobina, bloqueando a recepção do oxigênio pelo sangue, matando a pessoa exposta por sufocamento.

Podemos, em alguns casos, a partir da determinação do pH, encontrar a concentração desta espécie em uma determinada solução. Neste sentido, uma solução de HCN 0,20 M apresenta uma concentração de íons H+ igual a cerca de:

Dados: Ka = 4,9 x 10–10

a) 4,9 x 10–6 M b) 7,3 x 10–6 M c) 9,9 x 10–6 M d) 12,2 x 10–6 M e) 14,7 x 10–6 M 37 – (UFPE – Ensino à Distância/2010.2) O pH de várias soluções foi medido em um laboratório de uma empresa de

alimentos, e o resultado encontra-se na tabela a seguir:

Amostra pH Saliva 6,7 Café 5,3 Cerveja 4,8 Vinho 3,0 Suco de limão 2,3

De acordo com essa tabela, a concentração de íons H3O+, em mol/L, na amostra do vinho, é:

a) 3,0 x 10−4 b) 1,0 x 103 c) 1,0 x 10−3 d) 3,0 x 10−3 e) 1,8 x 10−4

38 – (ENEM/1998) O pH informa a acidez ou a basicidade de uma solução. A escala abaixo apresenta a natureza e o pH de

algumas soluções e da água pura, a 25C.

Uma solução desconhecida estava sendo testada no laboratório por um grupo de alunos. Esses alunos decidiram que deveriam medir o pH dessa solução como um dos parâmetros escolhidos na identificação da solução. Os resultados obtidos estão na tabela abaixo.

Aluno Valor de pH

Carlos 4,5

Gustavo 5,5

Simone 5,0

Valéria 6,0

Paulo 4,5

Wagner 5,0

Renata 5,0

Rodrigo 5,5

Augusta 5,0

Eliane 5,5

Da solução testada pelos alunos, o professor retirou 100ml e adicionou água até completar 200ml de solução diluída. O próximo grupo de alunos a medir o pH deverá encontrar para o mesmo:

a) valores inferiores a 1,0. b) os mesmos valores. c) valores entre 5 e 7. d) valores entre 5 e 3. e) sempre o valor 7.

39 – (Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Pernambuco – IFPE/2010) Um técnico em Química misturou duas soluções, 25 mL de ácido clorídrico (HCℓ) 0,80 mol/L com 25 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,60 mol/L. Após essa mistura, homogeneizou a solução resultante. Qual a alternativa que indica o pH dessa solução?

a) 2 b) 5 c) 0 d) 4 e) 1


40 – (FESP – UPE/84) 40 mL de NaOH 0,4 M foram misturados com 60 mL de solução de HC. O pH da solução final é igual

a 12. Então pode-se afirmar que a molaridade da solução de HC era:

a) 0,3 M b) 0,25 M c) 0,60 M d) 0,35 M e) 0,40 M

41 – (Enem 1999) As informações abaixo foram extraídas do rótulo da água mineral de determinada fonte.

Indicadores ácido base são substâncias que em solução aquosa apresentam cores diferentes conforme o pH da solução. O quadro abaixo fornece as cores que alguns indicadores apresentam à temperatura de 25°C

Indicador Cores conforme o pH

Azul de bromotimol amarelo em pH 6,0; azul em pH 7,6

Vermelho de metila vermelho em pH 4,8; amarelo em pH 6,0

Fenolftaleína incolor em pH 8,2; vermelho em pH 10,0

Alaranjado de metila vermelho em pH 3,2; amarelo em pH 4,4

Suponha que uma pessoa inescrupulosa guardou garrafas vazias dessa água mineral, enchendo-as com água de torneira (pH entre 6,5 e 7,5) para serem vendidas como água mineral. Tal fraude pode ser facilmente comprovada pingando-se na “água mineral fraudada”, à temperatura de 25°C, gotas de

a) azul de bromotimol ou fenolftaleína. d) vermelho de metila ou azul de bromotimol. b) alaranjado de metila ou fenolftaleína. e) vermelho de metila ou alaranjado de metila. c) alaranjado de metila ou azul de bromotimol.

42 – (Enem 1999) As seguintes explicações foram dadas para a presença do elemento vanádio na água mineral em questão

I. No seu percurso até chegar à fonte, a água passa por rochas contendo minerais de vanádio, dissolvendo-os. II. Na perfuração dos poços que levam aos depósitos subterrâneos da água, utilizaram-se brocas constituídas de ligas

cromo-vanádio. III. Foram adicionados compostos de vanádio à água mineral.

Considerando todas as informações do rótulo, pode-se concluir que apenas

a) a explicação I é plausível. d) as explicações I e II são plausíveis. b) a explicação II é plausível. e) as explicações II e III são plausíveis. c) a explicação III é plausível.

Água Mineral Natural

Composição química provável em mg/L

Sulfato de estrôncio .........................0,04 Sulfato de cálcio ...............................2,29 Sulfato de potássio ...........................2,16 Sulfato de sódio ................................65,71 Carbonato de sódio ..........................143,68 Bicarbonato de sódio ........................42,20 Cloreto de sódio ...............................4,07 Fluoreto de sódio ............................. 1,24 Vanádio ............................................ 0,07

Características físico-químicas:

pH a 25OC .........................................10,00 Temperatura da água na fonte .........24OC Condutividade elétrica ......................4,40 x 10–4 ohms/cm Resíduo de evaporação a 180OC .......288,00 mg/L

Classificação:

“Alcalino-bicarbonatada, fluoretada, vanádica”


43 – (Unicap – Quí.II/2001) Um habitante de uma região da Amazônia encontrou uma fonte d’água. Para verificar se a mesma era potável, mandou analisar. O resultado da análise indicou um pH igual a 5,9, portanto impróprio para consumo. Para que o pH da fonte fosse próprio ao consumo humano, seria conveniente que ficasse em torno de 6,9.

De quantas vezes seria menor a concentração hidrogeniônica da água?

44 – (UFPE – 2a fase/99) A lei da velocidade para reação

I– + OC– C– + OI–

Em meio aquoso, tem a forma V = K [ I–

] [ OC– ] , mas observa-se que a constante de reação é inversamente

proporcional à concentração de OH– presente na solução. Em pH 13, a constante de velocidade é 600. Qual o valor da

constante em pH 14 ?

45 – (UFPE – 2a fase/96) Nas proximidades de um grande polo petroquímico, ocorrem intensas emissões de SO3 para a

atmosfera. Como resultado destas emissões foi detectado que a chuva nessa região apresenta um pH igual a 3. Um reservatório na vizinhança, com capacidade de 92 mil metros cúbicos de água, recebe em certos períodos uma média de 20 mil litros de água de chuva por dia. Quantos dias de chuva serão necessários para que a água deste reservatório fique com pH igual a 5 ? Assuma que a água do reservatório esteja inicialmente neutra.

Observação: No caso dos ácidos fracos que sofrem mais de uma ionização, o pH deve ser determinado apenas em função

do H+ liberado na primeira ionização. As concentrações de H+ da segunda e terceira ionizações são desprezíveis para determinações de pH.

46 – (FESP – UPE/92) A concentração do íon sulfeto (S– –) em uma solução saturada, 0,1 M de H2S é igual a 1,1 x 10–14 M. O

pH do meio sulfídrico foi convenientemente ajustado para: (Dados: Ka1 = 1,1 x 10

–7 e Ka2 = 1,0 x 10

–14 M)

a) 3,2 b) 8,0 c) 10,0 d) 4,0 e) 6,0

47 – (UPE – 2000) A concentração de [H+] originada a partir do solvente em uma solução aquosa de ácido clorídrico 0,01 mol/L, é em mol/L:

Kw = 1,0x10–14

a) 103 ; b) 10–2 ; c) 102 ; d) 10–12; e) 10–1. 48 – (UPE – Vestibular Seriado 2º ano/2010) A concentração de [OH– ], originada a partir da dissociação do solvente em

uma solução de hidróxido de sódio 0,01 mol/L totalmente dissociada é igual a kw = 10–14

a) 10–2 b) 10–12 c) 10–10 d) 10–11 e) 10–14. 49 – (UFPE – 2ª fase/2012) Ácidos são substâncias comuns em nosso cotidiano, como por exemplo, na indústria

alimentícia. Logo, a quantificação da força dos ácidos em água é importante para a sua utilização correta e é dada pelo valor do pKa. Os valores aproximados dos pKa's dos ácidos clórico (HCℓO3), cloroso (HCℓO2) e fluorídrico (HF) são 1, 2 e 3, respectivamente. Desconsiderando a contribuição da autoprotólise (auto-ionização) da água, podemos afirmar que:

I II 0 0 o ácido HF é três vezes mais forte que o ácido HCℓO3. 1 1 o ácido HCℓO3 libera duas vezes menos íons hidrogênio que o ácido HCℓO2 em soluções com as mesmas

concentrações. 2 2 para duas soluções com as mesmas concentrações, a que contém o ácido HF apresenta pH maior que aquela

com o ácido HCℓO3. 3 3 o ácido HCℓO2 é mais forte que o ácido HF, pois libera mais íons hidrogênio em água. 4 4 a ordem crescente da acidez é HCℓO3 < HCℓO2 < HF.


50 – (UFPE – 2ª fase/2012) O ácido lático apresenta pKa = 3,82. Qual o valor aproximado do pH de uma solução de ácido lático 0,1 mol L–1 em água? Assinale o inteiro mais próximo de sua resposta após multiplicá-la por 10 (dez).

51 – (IFPE – Subsequente/2012) Hidróxido de cálcio [Ca(OH)2] é uma substância bastante utilizada em diversas áreas.

Funciona como agente floculante no tratamento de água e é ingrediente para fabricação de tintas, argamassa, gesso e asfalto, e substitui o hidróxido de sódio em alisadores de cabelos. Um dos processos para a sua obtenção é a reação do óxido de cálcio com água, conforme mostra a reação abaixo:

CaO(s) + H2O(ℓ) ⇄ Ca(OH)2(aq) ΔH = – 68,7 kJ/mol

Na obtenção do hidróxido de cálcio, foram adicionados 2,8 mg de óxido de cálcio em um béquer contendo água destilada; a reação ocorreu com o consumo total desse óxido. Como a reação é exotérmica, deixou-se esfriar durante trinta minutos. Em seguida, o volume preparado foi transferido para um balão volumétrico de 1000 mL e completou-se com água destilada até a aferição. Qual alternativa indica o pH dessa solução? São dadas as massas molares, em g/mol: CaO = 56 e Ca(OH)2 = 74. a) 8 b) 9 c) 10 d) 11 e) 12

Resoluções de Testes Comentários Adicionais


08 – Conceitos Modernos de Ácidos e Bases

8.A – Ácidos e Bases de Arrhenius

Ácidos de Arrhenius

Substâncias que em solução aquosa originam H+ como único cátion.

Exemplo: HC H+ + C–

Na verdade o íon H+ não é estável, pois não apresenta nenhum elétron ( H+ = Próton ), necessitando

assim de dois elétrons para se assemelhar ao gás nobre hélio. Entendemos então que, para atingir a estabilidade eletrônica, o íon H

+ se une à molécula de H2O produzindo o íon H3O

+.

Assim a maneira mais coerente de representar a ionização dos ácidos é:

HC + H2O H3O+ + C–

HNO3 + H2O H3O+ + NO3

–

Bases de Arrhenius Substâncias que em solução aquosa originam OH– como único ânion. Exemplo: NaOH Na+ + OH– Importante: Segundo Arrhênius 1 mol de H+ consome 1 mol de OH–, formando HOH (H2O).

H+ + OH– H2O K = 1014

Não esqueça que, dentre as diversas teorias apresentadas nesse capítulo, os conceitos de ácidos e bases de Arrhênius são os mais limitados uma vez que são restritos a meios aquosos.

H2O

H2O

H2O

H2O

neutraliza…

H O H

H+

H

O

H H

...consequentemente... ou melhor...

Cátion H3O+

+ –

Átomo de H

+

Cátion de H+

Perdendo 1 elétron

Receptor de Par eletrônico

H2O

Significa que H+ e OH

– apresentam

fortíssima tendência de formar HOH. Significa também que é mínima a tendência da água liberar íons

Atenção: A fórmula molecular de um composto pode não apresentar o cátion H+ e ainda assim pode se referir a um ácido

de arrhênius, assim como, mesmo não havendo hidroxila (OH–) em uma estrutura, ainda assim essa pode ser uma base de arrhênius. O que importa é a liberação de H

+ ou OH

– no meio aquoso, como por exemplo...

CO2 + H2O ⇄ H2CO3 ⇄ HCO3

– + H+

NH3 + H2O ⇄ NH4OH ⇄ NH4+ + OH–

Em meio aquoso CO2 e NH3 são, respectivamente, ácido e bases de arrhênius.


8.B – Ácidos e Bases de Bronsted

Ácidos são substâncias doadoras de próton.

Segundo Bronsted Bases são substâncias receptoras de próton.

Exemplo: HC + H2O ⇆ C– + H3O+

NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH–

8.C – Ácidos e Bases de Lewis

Ácidos são substâncias receptoras de par eletrônico.

Segundo Lewis Bases são substâncias doadoras de par eletrônico.

Ácidos de Lewis = BH3, AC3

Exemplos de...

Bases de Lewis = NH3, PC3, H2O, H2S, as aminas ...... CH3 NH2

8.D – Comparação Entre os Conceitos Ácido/Base

Teoria de... Ácido Base

Arrhênius Libera H+

Libera OH–

Bronsted Doador de próton Receptor de próton

Lewis Receptor de par eletrônico Doador de par eletrônico

Os compostos que têm sua acidez ou basicidade justificadas pelos conceitos de Arrhênius apresentam sua acidez ou

basicidade justificadas também pelos conceitos de Bronsted e de Lewis (que, aliais, são mais amplos que os conceitos de Arrhênius). Por outro lado os compostos ácidos ou básicos segundo Lewis podem não ter seu caráter ácido/básico justificados pelos limitados conceitos de Bronsted ou pelos muito restritos conceitos de Arrhênius.

Os ácidos segundo Arrhênius sempre são ácidos segundo Bronsted e, esses, sempre são ácidos de acordo com Lewis. O mesmo podemos afirmar para as bases.

H+

HC é ácido de Bronsted porque libera próton. H2O é base de Bronsted porque recebe próton.

H+

H2O é ácido de Bronsted porque libera próton. NH3 é base de Bronsted porque recebe próton.

F B F

F

N H H

H

+ F B F

F

N H H

H

Observe que o boro precisa receber um par eletrônico para

completar o octeto.

Perceba que o nitrogênio apresenta um par eletrônico disponível que pode ser doado por ligação dativa

BF3 = Ácido de Lewis e

NH3 = Base de Lewis

..

Lewis Bronsted

Arrhenius


09 – Conceitos de Ácidos e Bases Conjugados

Exemplo: HC + H2O ⇆ C– + H3O+

NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH–

9.A – Força do ácido ou base conjugados

Força das Bases

Bases Fortes: 1A = LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH 2A = Be(OH)2, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2

Bases fracas: As demais bases.

Cuidado: NH4OH é uma base bastante solúvel em água, mas não é base forte, é uma base muito fraca.

Força dos Ácidos

Ácidos Fortes: HC, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HCO4 e demais oxiácidos HXEOY onde a diferença Y – X ≥ 2.

Ácidos Fracos: os demais ácidos: HCN, H2CO3, H3PO4, outros. A maioria dos ácidos é classificada como ácido fraco, principalmente aqueles estudados pela química orgânica.

Significado da Força dos Ácidos

Um ácido é forte quando apresenta elevada tendência de liberar íons...

HC + H2O C– + H3O+

Um ácido é fraco quando apresenta baixa tendência de liberar íons...

HCN + H2O CN– + H3O+

Nesse exemplo é interessante perceber que o CN– é uma base conjugada mais forte que o Cℓ–.

O termo conjugado está relacionado com a reação inversa...

O H3O+ libera próton = ácido conjugado da água.

O C– recebe próton = base conjugada do HC.

H+

O NH4+ libera próton = ácido conjugado da amônia.

O OH– recebe próton = base conjugada da água.

H+

Considere o retorno da reação

Considere o retorno da reação

Bases da 1A são mais fortes que

bases da 2A.

Difícil retorno

O HCℓ sendo ácido forte, força a reação para direita. Conseqüentemente o Cℓ

– terá fraca tendência a receber de

volta o H+. Dessa forma o Cℓ

– será uma base conjugada

fraca. Ácido forte Base conjugada fraca

fácil retorno

O HCN sendo ácido fraco, força a reação para esquerda. Conseqüentemente o CN– terá forte tendência a receber de volta o H

+. Dessa forma o CN

– será uma base conjugada

forte. Ácido fraco Base conjugada forte


Conclusões:

Quanto mais forte é o ácido, sua base conjugada é mais fraca. Se o ácido é fraco, sua base conjugada é forte.

Quanto mais forte é uma base, seu ácido conjugado é mais fraco. Se a base é fraca, seu ácido conjugado é forte.

Não esqueça que nos pares ácido/base conjugados Ka . Kb = 10–14

9.B – Influência das Ionizações Parciais

No caso dos diácidos, triácidos ou tetrácidos a primeira ionização, ou liberação de H+, é sempre mais fácil que a segunda ionização, que por sua vez é sempre mais fácil que a terceira ionização e assim por diante...

Por exemplo, no caso do ácido fosfórico:

H3PO4 + H2O H2PO4– + H3O+ (ionização difícil porque o ácido é fraco)

H2PO4– + H2O HPO4

– – + H3O+ (ionização mais difícil)

HPO4– – + H2O PO4

– – – + H3O+ (ionização extremamente difícil)

Comentários: H3PO4, H2PO4

–, HPO4–2 são ácido porque podem liberar H+.

H3PO4 é um ácido mais forte que H2PO4

– que por sua vez é um ácido mais forte que HPO4–2.

Consequentemente o H2PO4

– é uma base conjugada mais fraca que HPO4–2, e o mesmo HPO4

–2 é uma base conjugada mais fraca que PO4

–3.

O H2PO4– tem caráter anfótero, ou seja...

pode se comportar como base H2PO4– + H3O+ H3PO4 + H2O

ou pode se comportar como ácido H2PO4– + H2O HPO4

– 2 + H3O+

01 – (UFPE – Vitória de Santo Antão/2007) Quando duas espécies químicas se convertem uma na outra, cedendo ou

ganhando prótons (Teoria Ácido-Base de Bronsted-Lowry), estas espécies são chamadas de par ácido/base conjugado. Na tabela a seguir, qual par conjugado NÃO está correto?

Espécie Química Ácido Base Ácido acético CH3COOH CH3COO

–

Ácido nítrico HNO3 NO3–

Íon bicarbonato HCO3– CO3

2–

Água H2O OH–

Íon hidroxônio H3O+ H2O+

a) CH3COOH e CH3COO– d) H2O e OH– b) HNO3 e NO3

– e) H3O+ e H2O+

c) HCO3– e CO3

2–

H+

H+



02 – (UFPE – 1ª Fase/2007) Considere as duas reações a seguir e assinale a alternativa correta.

H3CCOOH(aq) + H2O(l) ↔ H3CCOO–(aq) + H3O

+(aq), Ka = 1,8x10–5 (I)

CH3NH2(aq) + H2O(l) ↔ CH3NH3

+(aq) + OH–

(aq), Kb = 3,6x10–4 (II)

a) O íon acetato é a base conjugada do ácido acético e possui constante de basicidade < 1,0 x 10–9. b) A metilamina é uma base mais fraca que o íon acetato. c) O íon metilamônio é uma base de Bronsted. d) A reação (I) não está de acordo com a definição de Arrhenius para ácidos. e) O íon metilamônio é a base conjugada da metilamina e possui constante de basicidade maior que o íon acetato.

03 – (UNIVASF – Universidade Federal do Vale do São Francisco/2006) Johannes Bronsted, na Dinamarca, e Thomas

Lowry, na Inglaterra (1932), propuseram e descreveram o processo da reação ácido-base, a partir da transferência de prótons de uma espécie para outra. Neste contexto, o Equilíbrio de Bronsted foi descrito como:

Ácido1 + Base2 ⇆ Base1 + Ácido2

Onde a espécie Base1 é chamada de base conjugada do Ácido1, e o Ácido2 é o ácido conjugado da Base2. Identifique nos exemplos a seguir o Ácido de Bronsted e sua base conjugada, respectivamente. Assinale a alternativa correta.

1) HSO4– + OH

– ⇆ SO4

2– + H2O

2) PO43– + H2O ⇆ HPO4

2– + OH– 3) H2Fe(CO)4 + CH3OH ⇆ [HFe(CO)4] – + CH3OH2

+

a) 1 – HSO4– e SO4

2– ; 2 – H2O e OH– ; 3 – H2Fe(CO)4 e [HFe(CO)4]– b) 1 – OH– e H2O ; 2 – PO4

3– e HPO42– ; 3 – CH3OH e CH3OH2

+ c) 1 – HSO4

– e SO42– ; 2 – PO4

3– e HPO42– ; 3 – H2Fe(CO)4 e [HFe(CO)4]

– d) 1 – OH– e H2O ; 2 – H2O e OH– ; 3 – CH3OH e CH3OH2

+ e) 1 – HSO4

– e OH– ; 2 – PO43– e H2O ; 3 – H2Fe(CO)4 e CH3OH

04 – (UFPE – 2a fase/2004) O dióxido de enxofre é produzido como subproduto da queima de combustíveis fósseis. Pode-se combinar com água e formar ácido sulfuroso, um ácido fraco, que se dissocia em:

H2SO3(g) + H2O() ⇆ H3O+

(aq) + HSO3–

(aq)

I II 0 0 O H2SO3 é um ácido de Bronsted, e HSO3

– sua base conjugada. 1 1 O pH de uma solução aquosa de H2SO3 é maior que sete a 25 oC. 2 2 Uma solução aquosa 1 molar de H2SO3 contém íons hidrônio numa concentração 1 molar. 3 3 O íon HSO3

– também pode ser considerado um ácido, pois em meio aquoso o mesmo pode produzir H3O

+ e SO32–.

4 4 O íon SO32– deve ser uma base mais fraca que o íon HSO3

–. 05 – (UFPE – 2a fase/2005) Considerando os valores das constantes de dissociação ácida na tabela a seguir:

Fórmula Constante de acidez, Ka

HF 7,2 x 10 –4 HNO2 4,0 x 10

–4

HCN 6,2 x 10 –10

I II 0 0 A ordem crescente de basicidade é: F– < NO2

– < CN–. 1 1 A ordem crescente de acidez é: HF < HNO2 < HCN. 2 2 A posição de equilíbrio para a dissociação do ácido cianídrico está bem deslocada para a direita. 3 3 Sabendo que o NaNO2 é solúvel em água, espera-se que o pH de uma solução aquosa deste sal seja menor que

7. 4 4 O valor de Kb do íon fluoreto é menor que o do íon nitrito.


06 – (UFPE – 2a fase/2002) A determinação quantitativa de nitrogênio em alimentos é importante, pois fornece a

quantidade de proteínas dos mesmos. O método de Kjeldahl é um dos mais utilizados para tal determinação e consiste na transformação de todo o nitrogênio orgânico em amônia. A dissolução da amônia em água pura fornecerá uma solução:

I II 0 0 ácida. 1 1 com pH maior que 7. 2 2 com concentração de OH–(aq) igual à concentração de H+(aq). 3 3 com concentração de OH

–(aq) menor que 10

–7 M.

4 4 com um precipitado, pois a amônia é insolúvel em água.

07 – (UFPE – 2a fase/1991) Considere a reação, entre o trifluoreto de Boro e a amônia, representa abaixo:

I II 0 0 O trifluoreto de Boro funciona como um ácido de Lewis. 1 1 A amônia funciona como uma base Lewis. 2 2 O trifluoreto de Boro é um ácido, segundo Arrehenius. 3 3 A amônia é uma base, segundo Arrehenius. 4 4 O produto da reação é um ácido, segundo Lewis.

08 – (UFPE – 2a fase/2004) O trifluoreto de boro é um composto bastante reativo e muito utilizado em sínteses químicas. Sabendo-se os números atômicos do boro ( Z = 5 ) e do flúor ( Z = 9 ), podemos deduzir algumas características deste composto, tais como:

I II 0 0 Possui geometria piramidal de base triangular, com o boro no topo da pirâmide, e com os três átomos de

flúor na base. 1 1 A ligação B – F é polar, já que o flúor é um elemento mais eletronegativo que o boro. 2 2 A molécula do trifluoreto de boro é apolar por conta de sua simetria. 3 3 O boro apresenta hibridação de seus orbitais , do tipo sp

3.

4 4 Apesar de fazer ligações covalentes com o flúor, o boro ainda possui orbitais vazios, o que torna o trifluoreto de boro um ácido de Lewis.

09 – (UPE – Quí. II/2004)

I II 0 0 Na reação representada pela equação

2 H2SO4 + HNO3 ⇆ NO21+

+ H3O1+

+ 2 HSO41–

,

quimicamente o ácido nítrico funciona como uma base. 1 1 Colocando os óxidos ZnO e C2O7 em contato com água, o C2O7 produz o ácido mais forte. 2 2 Entre as bases conjugadas C1–, SO4

2–, CN1– e CO41–, a mais forte em relação à força básica é o CN1–.

3 3 O leite de magnésia é usado como laxante e antiácido em virtude da hidrólise alcalina produzida pelo hidróxido de magnésio em solução aquosa.

4 4 Estalactites e estalagmites são formações encontradas em cavernas, resultantes da dissolução e reprecipitação do cloreto de sódio, quando em contato com o CO2 existente na atmosfera.

F B F

F

N H H

H

+ F B F

F

N H H

H


10 – (UFPE – 2a fase/2009) Na Química, os conceitos de ácido e base são estudados através das teorias de Arrhenius,

Brönsted-Lowry, Lewis, etc. O conceito de pares conjugados ácido-base é uma decorrência específica da teoria de Brönsted-Lowry e, sobre tais pares, podemos afirmar que:

I II 0 0 cada par é formado pelo ácido e a base, constituintes dos reagentes, ou pelo ácido e a base, constituintes

dos produtos. 1 1 o ácido H2O é sua própria base conjugada. 2 2 o ácido e sua base conjugada diferem por um próton. 3 3 a base conjugada de um ácido fraco é uma base forte. 4 4 um ácido e sua base conjugada reagem para formar sal e água.

11 – (UFPE – 2

a fase/2010) O íon hidrogênio, H

+, existe somente na fase gasosa e a altas temperaturas. Em outras

condições, o campo elétrico intensamente concentrado do próton isolado assegura que ele vai interagir fortemente com outros átomos na sua vizinhança, aderindo a moléculas ou a íons contendo tais átomos. A competição entre diferentes espécies químicas por íons hidrogênio tem significado relevante na formulação dos conceitos de Brönsted e Lowry para ácido e base, em meio aquoso. O modelo por eles proposto é consistente com as seguintes afirmações:

I II 0 0 ácidos e bases existem como pares conjugados, cujas fórmulas estão relacionadas pelo ganho ou perda de um

íon hidrogênio, H+. 1 1 a teoria de Brönsted e Lowry explica a relação entre a força de um ácido e a de sua base conjugada. 2 2 nas reações ácido-base, a água aceita íons H+ dos ácidos para formar uma base. 3 3 a teoria de Brönsted e Lowry pode ser expandida para incluir outros solventes, além da água, e reações que

ocorrem nas fases gasosa ou líquida. 4 4 ácidos e bases fortes parecem ter a mesma força quando dissolvidos em água.

12 – (UFPE – CTG/2010.2) Ácidos e bases desempenham um papel importante nos organismos vivos e têm sido estudados

extensivamente pelos químicos. Assinale, entre as afirmações seguintes, relacionadas às teorias de ácidos e bases, aquela que não é correta.

a) De acordo com a teoria de Arrhenius, todos os ácidos têm um elemento em comum. b) Numa reação de neutralização, um ácido reage com uma base para formar sal e água. c) Um ácido fraco reage levemente com a água para produzir íons. d) Ácidos e suas bases conjugadas diferem por um próton. e) Uma solução de ácido forte é aquela que contém elevadas quantidades do ácido em um dado volume de solução.

13 – (Covest – Asces/2010.2) A classificação de substâncias como ácidos ou bases e o estudo da solubilidade dos

compostos em água são conhecimentos importantes para um químico experimental. Correlacione, a seguir, as substâncias com suas respectivas propriedades.

1) Ácido forte ( ) Ca3(PO4)2 2) Ácido fraco ( ) KOH 3) Base ( ) HNO3 4) Composto iônico solúvel em água ( ) NaCℓ 5) Composto iônico insolúvel em água ( ) HCOOH

A sequência correta é:

a) 3, 5, 1, 2, 4. b) 3, 5, 2, 4, 1. c) 4, 3, 1, 5, 2. d) 5, 3, 1, 4, 2. e) 5, 3, 4, 2, 1.


14 – (UFPE – CTG/2011.2) Os conceitos de ácido e base são muito importantes para se compreender e prever muitas reações químicas. Sobre ácidos e bases e suas reações, segundo as definições de Arrhenius, de Brønsted-Lowry e de Lewis, podemos afirmar que:

I II 0 0 um ácido, na definição de Brønsted-Lowry, é também um ácido na definição de Lewis, mas um ácido na

definição de Lewis não será necessariamente um ácido na definição de Brønsted-Lowry. 1 1 na definição de Arrhenius, a base conjugada é sempre o íon hidroxila. 2 2 BF3 e NH3 são, respectivamente, um ácido e uma base de Lewis e reagem para formar o produto F3B-NH3. 3 3 na reação 2 H2O2(aq) ⇄ 2 H2O(ℓ) + O2(g), o peróxido de hidrogênio desempenha simultaneamente o papel de

ácido e de base. 4 4 de acordo com a definição de Brønsted-Lowry, a água é sempre um ácido.

15 – (UFPE – 2a fase/2005) Os compostos podem apresentar caráter ácido, básico ou ambos (anfótero). A partir dos

conceitos ácido-base de Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis, podemos dizer que:

I II 0 0 A água pode ser considerada uma substância anfótera, segundo o conceito de Brönsted-Lowry. 1 1 Os aminoácidos são compostos orgânicos que podem ser considerados anfóteros, segundo o conceito de

Lewis. 2 2 O A(OH)3 é uma base, segundo o conceito de Brönsted-Lowry. 3 3 Sabendo que o A(OH)3 reage com excesso de OH–, gerando o Aℓ(OH)4

–, segundo o conceito de Lewis, o

A(OH)3 também pode ser considerado um ácido. 4 4 a reação de NH3 com HC, em fase gasosa, produzindo NH4Cℓ pode ser explicada pelos conceitos de ácido e

base de Arrhenius.



10 – Deslocamento dos Equilíbrios Ácidos e Básicos

Considerando que as espécies H+ e OH– apresentam extrema tendência de reagirem (de se consumirem mutuamente formando água) podemos concluir que...

01 – (UFPE – 1a fase/2002) Em meio básico, alguns cátions metálicos precipitam na forma de hidróxidos gelatinosos, que são usados para adsorver impurezas sólidas e posteriormente decantá-las, ajudando a purificar a água. Um desses cátions metálicos é o alumínio, cuja formação inicial de flocos pode ser descrita pela seguinte equação química:

A2(SO4)3(s) + 6 OH– (aq) ⇆ 2 A(OH)3(s) + 3 SO42–

(aq)

Para que este processo seja eficiente, o equilíbrio deve ser deslocado em direção aos produtos, o que pode ser realizado através:

a) da adição de ácido clorídrico. c) do aumento da pressão externa. e) da adição de hidróxido de sódio. b) da adição de sulfato de sódio. d) da adição de cloreto de potássio.

02 – (UFPE – 1a fase/96) Se adicionarmos um pouco de cloreto de cálcio, CaC2, a uma solução saturada de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, podemos afirmar que:

1) Ocorrerá um aumento no pH desta solução. 3) Não ocorrerá alteração no pH. 2) Ocorrerá uma diminuição no pH desta solução. 4) Ocorrerá precipitação do Ca(OH)2.

Está(ão) correta(s) apenas a(s) afirmativa(s):

a) 3 e 4 b) 1 c) 2 d) 3 e) 2 e 4

Se uma reação apresenta

H+ como reagente: A + H

+ ⇄ B + C

H

+ como produto: A + B ⇄ H

+ + C

Adição de H+ desloca o sistema para direita consumindo o H

+ adicionado.

Adição de OH– desloca o sistema para esquerda porque o OH– consome o H+ existente no sistema. Assim para repor o H+ a reação deve correr para esquerda.

Adição de H+ desloca o sistema para esquerda consumindo o H+ adicionado. Adição de OH– desloca o sistema para direita porque o OH

– consome o H

+ existente no

sistema. Assim para repor o H+ a reação deve

correr para direita.

Se uma reação apresenta

OH– como reagente: A + OH– ⇄ B + C OH– como produto: A + B ⇄ OH– + C

Adição de OH– desloca o sistema para direita

consumindo o OH– adicionado. Adição de H+ desloca o sistema para esquerda porque o H+ consome o OH– existente no sistema. Assim para repor o OH– a reação deve correr para esquerda.

Adição de OH– desloca o sistema para esquerda consumindo o OH– adicionado. Adição de H+ desloca o sistema para direita porque o H+ consome o OH– existente no sistema. Assim para repor o OH– a reação deve correr para direita.



03 – (UFPE – 1a fase/99) A solução aquosa de uma substância HA, apresenta o equilíbrio abaixo:

HA(aq) + H2O ⇆ H3O+ + A–(aq)

A molécula HA em água é azul, enquanto que o ânion A– é verde. Para termos certeza de que uma solução de HA ficará

verde, devemos:

a) Adicionar hidróxido de sódio em excesso à solução. d) Aumentar a pressão externa sobre o sistema. b) Adicionar ácido clorídrico em excesso à solução. e) Adicionar ácido sulfúrico à solução. c) Adicionar cloreto de sódio à solução.

04 – (UFPE – 2a fase/2007) O pH de fluidos em partes distintas do corpo humano tem valores diferentes, apropriados para

cada tipo de função que o fluido exerce no organismo. O pH da saliva é de 6,5; o do sangue é 7,5 e, no estômago, o pH está na faixa de 1,6 a 1,8.

O esmalte dos dentes é formado, principalmente por um mineral de composição Ca10(PO4)6(OH)2. Após as refeições, ocorre diminuição do pH bucal. O pH do sangue é mantido aproximadamente constante pelo seguinte equilíbrio químico, envolvendo o íon bicarbonato:

H2CO3 (aq) H+ (aq) + HCO3

–(aq).

Com base nestas informações avalie as seguintes proposições:

I II 0 0 A concentração de íons H+ é maior na saliva que no sangue. 1 1 A concentração de H+ no estômago é maior que 10–2 mol/L. 2 2 Um aumento na acidez da saliva pode resultar em ataque ao esmalte dos dentes. 3 3 O bicarbonato pode ser usado para elevar o pH do estômago. 4 4 A adição de uma base em um meio contendo acido carbônico, íons hidrogênio e bicarbonato causará

deslocamento do equilíbrio mostrado no enunciado da questão no sentido da formação dos reagentes.

05 – (UFPE – 1a fase/2003) O aumento da concentração de dióxido de carbono na atmosfera tem outras conseqüências além do efeito estufa. Analisando-se as principais reações envolvidas na formação do esqueleto calcário dos corais (carbonato de cálcio),

Ca2+(aq) + CO3

2–(aq) CaCO3(s)

CO32–

(aq) + H2O(l) HCO3–

(aq) + OH–(aq)

HCO3–

(aq) + H2O(l) H2CO3(aq) + OH–(aq)

H2CO3(aq) CO2(g) + H2O(l)

pode-se inferir, a partir do Princípio de Le Chatelier, que o aumento da concentração de dióxido de carbono na atmosfera:

a) Causará um aumento na formação do esqueleto dos corais. d) Aumentará o pH da água do mar. b) Causará uma diminuição na formação do esqueleto dos corais. e) Causará um aumento da concentração de c) Não afetará a formação do esqueleto dos corais. íons hidroxila.

06 – (UPE – Quí. II/2008) As afirmativas abaixo estão relacionadas com a físico-química das reações. Analise-as e conclua.

I II 0 0 A passagem de calor de um béquer contendo água morna para outro contendo água quente não ocorre,

porque contraria o primeiro princípio da termodinâmica. 1 1 A energia de ativação de uma reação é sempre a mesma e independe, portanto, da reação ser ou não

catalisada, desde que a temperatura do sistema permaneça constante. 2 2 A adição de HCℓ(aq) ao sistema reacional

CH3COOH(aq) + H2O(ℓ) ⇄ CH3 COO–1

(aq) + H3O1+

(aq)

produz o deslocamento do equilíbrio para a esquerda, diminuindo o grau de ionização do ácido acético. 3 3 A espontaneidade das reações que ocorrem em sistemas fechados depende exclusivamente da variação da

entalpia da reação, sendo espontâneas, apenas, as reações endotérmicas. 4 4 A variação da energia livre de uma reação corresponde à quantidade máxima de energia disponível para

execução de trabalho útil.


07 – (UFPE – 2a fase/2004) Julgue as afirmativas abaixo que se referem às duas soluções aquosas descritas pelos

equilíbrios químicos:

(1) HC(aq) + H2O() ⇄ H3O+

(aq) + Y(aq)

(2) CH3COOH(aq) + H2O() ⇄ Z(aq) + CH3COO–

(aq).

I II 0 0 A constante de equilíbrio da equação (2) é menor que a constante de equilíbrio da equação (1), pois o ácido

clorídrico é um ácido de Brönsted-Lowry mais forte que o ácido etanóico (ácido acético). 1 1 A espécie Y representa uma base conjugada de Lewis mais forte que o íon etanoato (acetato). 2 2 Se a concentração de ácido clorídrico na solução descrita pela equação (1) for 10

–8 M, então, o seu pH é igual a

8, considerando-se a constante de auto-ionização da água igual a 10–14

. 3 3 A espécie Z é o íon hidrônio, e a espécie Y é o íon cloreto. 4 4 A adição de cristais de cloreto de sódio à solução descrita pela equação (1) leva a um aumento da

concentração do íon hidrônio.

08 – (Enem – 2ª Prova/2009) Sabões são sais de ácidos carboxílicos de cadeia longa utilizados com a finalidade de facilitar, durante processos de lavagem, a remoção de substâncias de baixa solubilidade em água, por exemplo, óleos e gorduras. A figura a seguir representa a estrutura de uma molécula de sabão.

Em solução, os ânions do sabão podem hidrolisar a água e, desse modo, formar o ácido carboxílico correspondente. Por exemplo, para o estearato de sódio, é estabelecido o seguinte equilíbrio:

CH3(CH2)16COO– + H2O ⇄ CH3(CH2)16COOH + OH–

Uma vez que o ácido carboxílico formado é pouco solúvel em água e menos eficiente na remoção de gorduras, o pH do meio deve ser controlado de maneira a evitar que o equilíbrio acima seja deslocado para a direita. Com base nas informações do texto, é correto concluir que os sabões atuam de maneira

a) mais eficiente em pH básico. c) mais eficiente em pH neutro. e) mais eficiente em pH ácido ou neutro. b) mais eficiente em pH ácido. d) eficiente em qualquer faixa de pH.

09 – (Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Pernambuco – IFPE/2010) O cheiro característico de peixe é proveniente das aminas, principalmente a metilamina (H3C–NH2), que é formada a partir da decomposição de proteínas. Uma maneira que as donas de casa utilizam para tirar esse cheiro, é colocando limão no peixe. Abaixo tem-se a reação ocorrida nesse processo.

H3C – NH2(g) + H2O(ℓ) ⇄ H3C – NH31+

(aq) + OH1–(aq)

Numa das alternativas abaixo, está corretamente explicado o porquê dessa diminuição ou saída do odor. Assinale-a.

a) Ao colocar gotas de limão, os íons H1+

reagiram com os íons OH1–

do sistema, deslocando o equilíbrio para a direita, conseqüentemente diminuindo a concentração de H3C – NH2.

b) O ácido do limão vai tornar a solução mais diluída, expulsando, assim, o cheiro do peixe. c) A adição de gotas de limão favorecerá o aumento do pH do sistema, responsável pelo odor. d) A amina se dissolve no suco de limão, formando a trimetilamina, composto que não tem cheiro. e) O ácido acético, contido no limão, reage com a metilamina, liberando gás amoníaco, responsável pelo mau cheiro.

10 – (UPE – Quí. I/2005) Qual das afirmativas abaixo se aplica ao hidróxido de amônio?

a) É uma base forte, solúvel em água destilada e bem estável em temperaturas altas. b) É uma base fraca, pouco solúvel em água destilada, mas muito estável em função da atração elétrica entre os íons

NH41+

e OH1-

. c) A molécula do hidróxido de amônio é fortemente polar, tem geometria tetraédrica, com a oxidrila ocupando o

centro do tetraedro. d) Na prática, quando se fala do grau de ionização do hidróxido de amônio, refere-se, portanto, ao grau de ionização

do NH3. e) É a única base da química inorgânica que, dissolvida em água, origina um meio neutro em função da volatilidade

da amônia.

CO2–Na

+ Sal de ácido carboxílico.


11 – (UFPE – 2a fase/2010) As estalactites são muito comuns em cavernas e compostas basicamente por CaCO3. São originadas por ação das águas da chuva e do gás carbônico atmosférico (CO2(g)) sobre o terreno calcário (CaCO3(s), insolúvel em água), que se infiltram no solo chegando assim até as cavernas. Sobre este fenômeno, podemos dizer:

I II 0 0 a água da chuva é capaz de dissolver o gás carbônico, gerando soluções diluídas de ácido carbônico, de acordo

com a equação: CO2(g) + H2O(ℓ) ⇄ H2CO3(aq).

1 1 o carbonato de cálcio se dissolve na água, em grande quantidade no período das chuvas, dando origem às estalactites.

2 2 sabendo-se que o bicarbonato de cálcio é solúvel em água, é razoável afirmar que o ácido carbônico formado pela água da chuva ataca o carbonato de cálcio, gerando o bicarbonato de cálcio:

H2CO3(aq) + CaCO3(s) ⇄ Ca(HCO3)2(aq)

3 3 se adicionarmos HCℓ(aq) a uma estalactite, deverá ocorrer a liberação de gás cloro (Cℓ2(g)). 4 4 considerando que a quantidade de CO2(g) dentro de uma caverna é muito baixa, podemos afirmar que, ao

chegar na caverna, os equilíbrios iônicos existentes na água da chuva tendem a favorecer o processo de formação das estalactites.

12 – (UFPE – 2a fase/2007) O gás carbônico é uma substância de grande importância biológica e ambiental. Esta importância, em parte, se deve ao equilíbrio

CO2 + H2O H2CO3.

O ácido carbônico formado neste sistema é um ácido muito fraco. O ânion carbonato, que está presente na estrutura deste ácido, pode ser encontrado na natureza na forma de rochas calcárias que contêm elevado teor de carbonato de cálcio. Avalie as afirmativas abaixo, acerca das espécies envolvidas nos equilíbrios do íon carbonato.

I II 0 0 O CO2 é um óxido ácido. 1 1 A dissolução de carbonato de cálcio em água deve originar um meio alcalino. 2 2 O íon bicarbonato, HCO3

– , é um íon anfótero, pois, em solução aquosa, pode atuar tanto como ácido quanto como uma base.

3 3 A adição de um ácido a uma solução saturada de carbonato de cálcio deve aumentar a solubilidade deste sal. 4 4 O CO2 deve reagir com hidróxido de sódio resultando, entre possíveis produtos, o bicarbonato e o carbonato

de sódio.

13 – (ENEM – 2010/2ª Aplicação) O pH do solo pode variar em uma faixa significativa devido a várias causas. Por exemplo,

o solo de áreas com chuvas escassas, mas com concentrações elevadas do sal solúvel carbonato de sódio (Na2CO3), torna-se básico devido à reação de hidrólise do íon carbonato, segundo o equilíbrio

CO22–

(aq) + H2O(ℓ) ⇄ HCO3–

(aq) + OH–

(aq)

Esses tipos de solos são alcalinos demais para fins agrícolas e devem ser remediados pela utilização de aditivos químicos. Suponha que, para remediar uma amostra desse tipo de solo, um técnico tenha utilizado como aditivo a cal virgem. Nesse caso a remediação

a) foi realizada, pois o caráter básico da cal virgem promove o deslocamento do equilíbrio descrito para a direita, em decorrência da elevação do pH do meio.

b) foi realizada, pois o caráter ácido da cal virgem promove o deslocamento do equilíbrio descrito para a esquerda, em decorrência da redução do pH do meio.

c) não foi realizada, pois o caráter ácido da cal virgem promove o deslocamento do equilíbrio descrito para a direita, em decorrência da redução do pH do meio.

d) não foi realizada, pois o caráter básico da cal virgem promove o deslocamento do equilíbrio descrito para a esquerda, em decorrência da elevação do pH do meio.

e) não foi realizada, pois o caráter neutro da cal virgem promove o deslocamento do equilíbrio descrito para a esquerda, em decorrência da manutenção do pH do meio.


14 – (ENEM – 1999) 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 do 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 S. 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 ions H+ (dos ácidos), ocorrendo, então, a formação de água e deixando ions Ca

2+

no solo.

Considere as seguintes equações:

I. CaO + 2H2O Ca(OH)3

II. CaO + H2O Ca(OH)2

III. Ca(OH)2 + 2H+

Ca2+

+ 2H2O

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

15 – (ENEM – 2010/1ª Aplicação) As misturas efervescentes, em pó ou em comprimidos, são comuns para a

administração de vitamina C ou de medicamentos para azia. Essa forma farmacêutica sólida foi desenvolvida para facilitar o transporte, aumentar a estabilidade de substâncias e, quando em solução, acelerar a absorção do fármaco pelo organismo.

As matérias-primas que atuam na efervescência são, em geral, o ácido tartárico ou o ácido cítrico que reagem com um sal de caráter básico, como o bicarbonato de sódio (NaHCO3), quando em contato com a água. A partir do contato da mistura efervescente com a água, ocorre uma série de reações químicas simultâneas: liberação de íons, formação de ácido e liberação do gás carbônico — gerando a efervescência.

As equações a seguir representam as etapas da reação da mistura efervescente na água, em que foram omitidos os estados de agregação dos reagentes, e H3A representa o ácido cítrico.

I – NaHCO3 Na+ + HCO3

–

II – H2CO3 ⇄ H2O + CO2 III – HCO3

– + H+ ⇄ H2CO3

IV – H3A ⇄ 3 H+ + A–

A ionização, a dissociação iônica, a formação do ácido e a liberação do gás ocorrem, respectivamente, nas seguintes etapas:

a) IV, I, II e III b) I, IV, III e II c) IV, III, I e II d) I, IV, II e III e) IV, I, III e II 16 – (FESP – UPE/90) Assinale na coluna I as proposições verdadeiras (corretas) e na coluna II as proposições falsas

(incorretas).

I II 0 0 A água pura em quaisquer condições de temperatura e pressão, apresenta sempre a concentração dos íons H+

igual a 10–7 molar. 1 1 Quando um elemento radioativo emite partícula beta, origina um outro elemento com o mesmo número

atômico. 2 2 As interações de Van Der Waals, são forças que se manifestam entre moléculas apolares. 3 3 A expressão de equilíbrio para a reação expressa pela equação

5 CO(g) + I2O5(s) ⇆ I2(g) + 5 CO2(g) é: [ I2 ] [ CO2 ]5 / [ CO ]5

4 4 O sulfato de amônio é um sal que adicionado a um béquer contendo água pura, nas condições ambiente torna o pH do meio menor que 7.


17 – (UFPE – 1a fase/2008) Observe as equações químicas abaixo, com suas respectivas constantes de equilíbrio (em 298K)

e analise as afirmações a seguir.

2 H2O(ℓ) H3O+

(aq) + OH–

(aq) K = 1,0 x 10–14

ZnS(s) Zn2+(aq) + S2–

(aq) K = 1,6 x 10–24

CH3COOH(aq) + H2O(ℓ) CH3COO–

(aq) + H3O+

(aq) K = 1,8 x 10–5

NH3(aq) + H2O(ℓ) NH4+

(aq) + OH–(aq) K = 1,8 x 10–5

AgCℓ(s) Ag+(aq) + Cℓ–

(aq) K = 1,6 x 10–10

NH4+

(aq) + H2O(ℓ) NH3(aq) + H3O+

(aq) K = 5,6 x 10–10

1) A concentração de H3O+ na água pura é 1,0 x 10

–7 mol . L

–1. Por isso, o pH da água pura é igual a 7,0.

2) Sulfeto de zinco e cloreto de prata são sais pouco solúveis. Entretanto a solubilidade do sulfeto de zinco é menor que a do cloreto de prata.

3) A solubilidade do cloreto de prata, em água pura, em mol . L–1

é numericamente igual à raiz quadrada de 1,6 x 10

–10.

4) A amônia é uma base, segundo as definições de arrhenius, de Bronsted-Löwry e de Lewis. O valor da constante de equilíbrio indica que é uma base fraca.

5) O íon amônio forma um par ácido-base conjugado com a amônia. O produto das constantes de acidez e basicidade de um par ácido-base conjugado é igual à constante de auto-protólise da água.

Estão corretas

a) 1, 2 e 3 apenas b) 1, 4 e 5 apenas c) 2,4 e 5 apenas d) 2, 3 e 5 apenas e) 1, 2, 3, 4 e 5 18 – (UFPE – 2a fase/2006) Enquanto dirige, José pensa: “Parece que Milton ingeriu um pouco de um ácido hipotético.

Felizmente, terei tempo de chegar a meu consultório e lhe administrar o antídoto”.

O ácido hipotético, conhecido como HPp, é uma substância que José descobrira ao ler um texto antigo: “Ácido forte, monoprótico, líquido volátil, inodoro e extremamente tóxico, mesmo em pequenas doses. É solúvel em água, mas tende a evaporar em alguns minutos se o recipiente estiver à pressão atmosférica”.

José não tinha muitos conhecimentos de Química, mas já havia tratado uma outra pessoa com sintomas semelhantes. Quando inalado, este ácido ataca imediatamente as mucosas das vias respiratórias, que são muito úmidas, causando, inicialmente, uma leve irritação.

Nesse contexto, pode-se afirmar que:

I II 0 0 O ataque às vias respiratórias se dá pela dissociação do ácido na presença de água, segundo a equação:

HPp(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Pp–

(aq). 1 1 Na presença de uma base como a piridina, C5H5N, ocorre o seguinte equilíbrio:

HPp + C5H5N ⇆ Pp– + C5H5NH+.

2 2 A constante de acidez do ácido hipotético deve ser da ordem de 6,2 x 10–10. 3 3 O ácido hipotético tem baixa pressão de vapor. 4 4 O pH de uma solução de ácido hipotético 1,0 x 10–4mol.L–1 será igual a 4,0.

19 – (UPE – Quí. II/2009) Sobre as propriedades dos compostos inorgânicos são apresentadas as afirmativas abaixo.

Analise-as e conclua.

I II 0 0 A equação Cu2+ + 4 NH3 ⇄ [Cu(NH3)4]2+ corresponde à reação de neutralização ácido-base, de acordo com

Lewis. 1 1 Insuflando-se uma corrente de H2S(g) numa solução aquosa de nitrato de prata, existe a formação de um

precipitado. 2 2 Em laboratório, pode-se obter o carbonato de cálcio a partir da decomposição térmica do bicarbonato de

sódio, desde que se tenha uma solução aquosa de hidróxido de cálcio. 3 3 A decomposição térmica do N2O não favorece a combustão de uma vela, pois, quimicamente, esse óxido

funciona, apenas, como um potente combustível. 4 4 As bases dos metais alcalinos e alcalinos-terrosos são todas perfeitamente solúveis em água e, quando

aquecidas à temperatura baixa, originam óxido e água.


20 – (UNICAP – Quí. I/98)

I II 0 0 Se o grau de ionização do ácido fórmico for 1,77 x 10–4 e a do ácido benzóico for 6,4 x 10–5, podemos concluir

que o ácido benzóico é mais forte que o ácido fórmico. 1 1 Segundo Ostwald, “o grau de ionização de um eletrólito cresce com a diluição da solução. 2 2 Na reação FeO(s) + CO(g) Fe(s) + CO2(g),

a constante Kc = [ CO ] / [ CO2 ]. 3 3 A velocidade de decomposição do peróxido de hidrogênio é acelerada quando sobre o próprio incide luz. Nesse

caso, a luz é um catalizador. 4 4 Numa reação reversível com Kc > 1, no equilíbrio, a [ PRODUTOS ] > [ REAGENTES ].

21 – (UNICAP – Quí. II/93) Em um laboratório, foram preparadas cinco soluções aquosas, cujos solutos são ácido

clorídrico, ácido acético, hidróxido de potássio, cloreto de sódio e hidróxido de amônio. Um analista, nas condições ambientais, acondicionou essas soluções em frascos de reagentes, numerando-os de 1 a 5. Na tabela a seguir, estão as anotações do analista.

Frascos numerados

1 2 3 4 5

[ H+ ] > 10-7 > 10-7 < 10-7 < 10-7 = 10-7

Grau de ionização ( ) < 5% > 5% > 5% < 5% > 5%

I II 0 0 No frasco 1, pode estar contido ácido clorídrico e, no 4, ácido acético. 1 1 1 No frasco 2, pode estar contido ácido clorídrico e, no 5, cloreto de sódio. 2 2 No frasco 4, pode estar contido hidróxido de amônio e, no 5, cloreto de sódio. 3 3 No frasco 1, pode estar contido ácido acético e, no 3, hidróxido de potássio. 4 4 No frasco 2, pode estar contido hidróxido de potássio e, no 3, ácido clorídrico.

22 – (UPE – EAD/2012) Uma amostra de água apresentava um cheiro desagradável por causa da presença de substância gasosa, resultante da decomposição de restos de peixe. Em água, ela apresenta o equilíbrio químico mostrado a seguir:

H3CNH2(g) + H2O(ℓ) ⇄ H3CNH3+ + OH–

(aq)

Sobre o processo acima descrito, realizam-se os seguintes comentários.

I. Essa amina secundária é um ácido de Arrhenius. II. O íon metilamônio, CH3NH4

+ é o ácido conjugado da metilamina. III. A adição de um ácido diminuiria o mau-cheiro por causa da redução da quantidade do gás metilamina.

Está CORRETO, apenas, o que se afirma em a) I. b) II. c) III. d) I e III. e) II e III.

23 – (UFPE – Ensino à Distância/2010.2) O ácido metanóico, mais conhecido como ácido fórmico, possui inúmeras

aplicações, entre elas, no tratamento de reumatismo, no processamento do couro, como fixador de corantes em tecidos, como pesticida usado no combate de ácaros etc. O equilíbrio de transferência de prótons do ácido metanóico, em água, é representado pela equação:

HCOOH(aq) + H2O(ℓ) ⇄ HCOO−1(aq) + H3O+

(aq)

A adição de uma pequena quantidade de metanoato de sódio (HCOONa) que influência terá no deslocamento do equilíbrio e no pH?

a) Deslocamento para a direita e diminuição do pH. d) Deslocamento para a esquerda e aumento do pH. b) Deslocamento para a direita e aumento do pH. e) Não acarretará deslocamento do equilíbrio. c) Deslocamento para a esquerda e diminuição do pH.


24 – (ENEM/2011) Os refrigerantes têm-se tornado cada vez mais o alvo de políticas públicas de saúde. Os de cola apresentam ácido fosfórico, substância prejudicial à fixação de cálcio, o mineral que é o principal componente da matriz dos dentes. A cárie é um processo dinâmico de desequilíbrio do processo de desmineralização dentária, perda de minerais em razão da acidez. Sabe-se que o principal componente do esmalte do dente é um sal denominado hidroxiapatita. O refrigerante, pela presença da sacarose, faz decrescer o pH do biofilme (placa bacteriana), provocando a desmineralização do esmalte dentário. Os mecanismos de defesa salivar levam de 20 a 30 minutos para normalizar o nível do pH, remineralizando o dente. A equação química seguinte representa esse processo:

Ca5(PO4)3OH(s) 5 Ca2+

(aq) + 3 PO43–

(aq) + OH–

(aq)

GROISMAN, S. Impacto do refrigerante nos dentes é avaliado sem tirá-lo da dieta. Disponível em: http://www.isaude.net. Acesso em: 1 maio 2010 (adaptado).

Considerando que uma pessoa consuma refrigerantes diariamente, poderá ocorrer um processo de desmineralização dentária, devido ao aumento da concentração de

a) OH– , que reage com os íons Ca2+, deslocando o equilíbrio para a direita. b) H+, que reage com as hidroxilas OH–, deslocando o equilíbrio para a direita. C) OH

– , que reage com os íons Ca

2+, deslocando o equilíbrio para a esquerda.

d) H+, que reage com as hidroxilas OH–, deslocando o equilíbrio para a esquerda. e) Ca2+, que reage com as hidroxilas OH–, deslocando o equilíbrio para a esquerda.

25 – (UPE – Tradicional/2012) O esmalte do dente é constituído de um material muito pouco solúvel em água, cujo principal componente é a hidroxiapatita, Ca5(PO4)3OH. Durante a formação do dente, dentro do osso, ocorre somente o processo de mineralização, para que essa substância seja produzida. Quando o dente é exposto ao meio bucal, a desmineralização passa a ocorrer, ou seja, uma quantidade muito pequena de hidroxiapatita passa a se dissolver. Esse processo de mineralização/desmineralização é descrito pela equação mostrada a seguir:

Ca5(PO4)3OH(s) + H2O(ℓ) ⇄ 5 Ca2+

(aq) + 3 PO43–

(aq) + OH–(aq)

O pH normal da boca é em torno de 6,8; a desmineralização torna-se predominante a um pH abaixo de 5,5.

Adaptado de SILVA, R. R. et al. A química e a conservação dos dentes, Química Nova na Escola, 13, 3-8, 2001.

Em relação ao processo de mineralização/desmineralização, são feitas as afirmativas a seguir:

I. A hidroxiapatita é um óxido básico resistente a grandes variações de pH. II. Dois dos fatores que determinam a estabilidade da apatita na presença da saliva são as concentrações dos íons

cálcio e fosfato em solução. III. A velocidade da desmineralização pode ser maior que a da mineralização, quando a concentração de ácidos se

torna muito elevada sobre a superfície do esmalte.

Está CORRETO apenas o que se afirma em

a) I. b) II. c) III. d) I e III. e) II e III.

desmineralização

mineralização Hidroxiapatita



Páginas 07, 08, 09, 10, 11, 12, 13, 14 e 15.

No Resposta No Resposta No Resposta No Resposta

01 C 14 E 27 25 40 B

02 D 15 B 28 20 41 A

03 C 16 VVFFF 29 B 42 A

04 E 17 06 30 VFFVV 43 10

05 05 18 02 31 12 44 60

06 B 19 04 32 D 45 46

07 A 20 C 33 10 46 D

08 D 21 C 34 FFVVF 47 D

09 B 22 E 35 04 48 B

10 D 23 VVVFV 36 C 49 FFVVF

11 E 24 10 37 C 50 24

12 D 25 C 38 C 51 C

13 80 26 C 39 E

Páginas 19 à 22.


01 E 06 FVFFF 11 VVFVV

02 A 07 VVVVF 12 E

03 A 08 VFFFV 13 C

04 VFFVF 09 VVVFF 14 VFVFF

05 VFFFV 10 FFVVF 15 VVVVF

Páginas 23, 24, 25, 26, 27, 28 e 29.


01 E 08 A 15 E 22 E

02 A 09 A 16 FFVFV 23 D

03 A 10 D 17 E 24 B

04 VVVVF 11 VFVFV 18 VVFFV 25 E

05 A 12 VVVVV 19 VVFF

06 FFVFV 13 D 20 FVFFV

07 VFFVF 14 C 21 FVVVF

Comunique-se com seu professor: [email protected]

Gabarito de: Equilíbrios Iônicos (91 questões)

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004 Equilíbrio Iônicos - 2º Ano