Equilíbrio Iônico – Parte II

Solução Tampão – Ácidos e bases de Brönsted-Lowry – Hidrólise Salina– Curvas de Titulação – Equilíbrio de Solubilidade (Ks)

Série Prata

01. (UNITAU-SP) As soluções-tampão têm largo emprego em bioquímica especialmente porque:

a. estabilizam o pH do meio.b. têm caráter levemente ácido.c. têm ação germicida.d. servem como meio de cultura.e. prestam-se à identificação de microorganismos nocivos.

02. (UFPA) A adição de uma pequena quantidade de ácido ou base produzirá uma variação desprezível nopH da solução de:

a. NH4Clb. NH4Cl/NaOHc. NH4Cl/HCld. NH4Cl/NaCle. NH4Cl/NH4OH

03. (CESGRANRIO) Assinale a opção na qual as substâncias relacionadas podem formar umasolução-tampão de pH < 7:

a. NH4Cl, H2O

b. NH4Cl, NH3, H2O

c. Na2SO4, H2SO4, H2O

d. CH3COOH, CH3COONa, H2O

e. HCl, NaCl, H2O

04. (CEFET-BA) O sangue (pH de 7,3 a 7,5) é uma solução que não sofre variações acentuadas de pH,mesmo quando o indivíduo ingere pequenas quantidades de ácidos ou bases. A partir dessasinformações, é correto afirmar que:

a. o sangue é uma solução-tampão.b. o sangue é uma solução ácida.c. a concentração de H+ no sangue é maior que 10–7 mol/L.d. 1 mL de sangue é neutralizado por 1 mL de H2SO4 1,0 mol/L.e. 1 mL de sangue é neutralizado por 1 mL de NaOH 1,0 mol/L.

05. Ácido de Brönsted é uma substância:

a. capaz de receber prótons.b. capaz de receber elétrons.c. capaz de ceder prótons.d. capaz de ceder elétrons.e. capaz de formar íons hidrônio e hidróxido.

IT07483.a SérieQuímica – F.Q.Equipe de Química

06. (FEI-SP) Reescreva cada uma das equações abaixo, identificando os pares conjugados ácido-base.

a. HNO3 + OH–� H2O + NO3

�

b. HC O SO2 4 3� � �� � HSO C O3 2 4

� � ��

07. (CESGRANRIO) Soluções de HBrO4 em H2SO4 concentrado apresentam o equilíbrio:

HBrO4 + H2SO4 � H SO BrO3 4 4� ��

Considerando esse equilíbrio, pode-se afirmar que as substâncias HBrO4 e H2SO4 são, pelo conceito deBrönsted-Lowry,

a. dois ácidos.b. ácido e base, respectivamente.c. duas bases.d. base e ácido, respectivamente.e. eletrolítica e protogênica, respectivamente.

08. Podem funcionar como ácidos de Brönsted:

a. HCl e SO2.

b. BF3 e CO2.

c. HCN e H2O.

d. HSO4� e Cl2O7.

e. HClO4 e CO2.

09. (UNISA-SP) O HNO3 sendo um ácido mais forte que o HNO2, conclui-se que:

a. Uma solução 1 mol/L de HNO3 contém menor número de partículas que uma solução 1 mol/L deHNO2.

b. O íon NO2� é uma base mais forte que o íon NO3

� .

c. O íon NO3� é um receptor de prótons mais forte que o íon NO2

� .

d. A ligação entre H+ e NO3� é mais forte que a ligação entre H+ e NO2

� .e. O HNO2 possui maior grau de ionização que o HNO3.

10. (UNI-RIO) Dados os ácidos abaixo e suas constantes de ionização, indique aquele cuja base conjugadaé a mais fraca:

CH3COOH � CH3COO– + H+ Ka = 1,8 � 10–5

H2CO3 � HCO3� + H+ Ka = 4,3 � 10–7

HNO2 � NO2� + H+ Ka = 5,1 � 10–4

H2S � HS– + H+ Ka = 8,9 � 10–8

H2C2O4 � HC2O4� + H+ Ka = 5,6 � 10–2

a. CH3COOH

b. H2CO3

c. HNO2

d. H2S

e. H2C2O4

2

11. Apresenta reação alcalina a solução aquosa de:

a. CaCl2 b. NaNO3 c. NaHCO3 d. HNO3

12. O sal que, em solução aquosa, não produz efeito sobre o papel de tornassol é:

a. CuSO4 b. Na2CO3 c. NaCl d. CH3COONa e. NH4Cl

13. (MOGI DAS CRUZES-SP) Considerando-se as soluções aquosas das substâncias KOH, NaNO3, HBr,NaNO2 e NH4I, deduz-se que pH > 7 se apresenta em:

a. apenas uma.b. duas delas.c. três delas.d. quatro delas.e. todas elas.

14. (FUVEST-SP) Carbonato de sódio, quando colocado em água, a 25°C, dissolve-se:

Na2CO3 (s) + H2O (l) � HCO3� (aq) + 2Na+ (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.

15. (UFF-RJ) Assinale a opção correta:

a. A solução aquosa de KCl é básica.b. A solução aquosa de NaF é ácida.c. A solução aquosa de KCl é ácida.d. A solução aquosa de CH3COONa é neutra.e. A solução aquosa de NaF é básica.

16. (MACKENZIE-SP) Um sal formado por base forte e ácido fraco hidrolisa, ao se dissolver em água,produzindo uma solução básica. Essa é uma característica do:

a. Na2S

b. NaCl

c. (NH4)2SO4

d. KNO3

e. NH4Br

17. (FEI-SP) Os compostos cianeto de sódio (NaCN), cloreto de zinco (ZnCl2), sulfato de sódio (Na2SO4) ecloreto 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.

3

18. (FUVEST-SP) A redução da acidez de solos impróprios para algumas culturas pode ser feita,tratando-os com:

a. gesso (CaSO4 � 1/2 H2O).b. salitre (NaNO3).c. calcário (CaCO3).d. sal marinho (NaCl).e. sílica (SiO2).

19. (UEL-PR) A adição de cianeto de sódio sólido em água estabelece o equilíbrio químico:

CN– + H2O � HCN + OH–

A constante desse equilíbrio é conhecida como:

a. produto iônico da água (Kw).b. produto de solubilidade (Kps).c. constante de ionização de ácido (Ka).d. constante de ionização de base (Kb).e. constante de hidrólise de sal (Kh).

20. (PUCCAMP-SP) Amônia, NH3, interagindo com HCl, ambos no estado gasoso, produz um sal que,em contato com água, origina solução aquosa cujo pH, a 25°C, é:

a. < 0.b. = 0.c. = 7.d. > 7.e. maior do que 0 e menor do que 7.

Para as questões de 21 a 23 são dados os principais indicadores e seus respectivos pHs aproximadosde viragem:

pH Ácido Base

I. Tornassol 7 Vermelho Azul

II. Fenolftaleína 9 Incolor Vermelho

III. Metilorange 4 Vermelho Amarelo

IV. Vermelho de metila 5 Vermelho Amarelo

V. Azul de bromotimol 7 Amarelo Azul

VI. Amarelo de alizarina 11 Amarelo Vermelho

21. Qual ou quais os indicador(es) deveria(m) ser utilizado(s) na titulação de HClO4 (aq) com LiOH (aq)?

22. Qual ou quais os indicador(es) deveria(m) ser utilizado(s) na titulação de HNO2 (aq) com Ca(OH)2 (aq)?

23. Qual ou quais os indicador(es) que deveria(m) ser utilizado(s) na titulação de HCl (aq) com NH4OH (aq)?

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Questões de 24 a 26

Quando titulamos ácido ou base (acidimetria ou alcalimetria), dependendo da força relativa do ácido eda base empregados, o gráfico pH x mols de base adicionada assume curvas características.Mostramos essas possíveis curvas como alternativas para as três questões seguintes:

24. A titulação de ácido fraco com base forte apresenta ponto de equivalência em meio _______________.

Portanto, corresponde ao gráfico __________.

25. A titulação de ácido forte com base fraca apresenta ponto de equivalência em meio _______________.

Portanto, corresponde ao gráfico __________.

26. A titulação de ácido forte com base forte apresenta ponto de equivalência em meio _______________.

Portanto, corresponde ao gráfico __________.

27. (UFG-GO) O gráfico abaixo representa a variação do pH de 50 mL de uma solução aquosa demonoácido forte, à qual é adicionada uma solução aquosa de monobase forte, de concentração1,0 x 10–1 mol/L.

Pergunta-se:

a. Qual é o nome do ponto A?b. Qual é a concentração hidrogeniônica no ponto A? Justifique.c. Qual é a concentração do ácido utilizado? Justifique.d. Qual é a finalidade de utilização dessa técnica?

5

Série Ouro

28. (ITA-SP) Considere as seguintes informações, todas relativas à temperatura de 25°C:

1. NH4� (aq) � NH3 (aq) + H+ (aq); Kc � 10–10

2. HNO2 (aq) � H+ (aq) + NO2� (aq); Kc � 10–4

3. OH– (aq) � H+ (aq) + O2– (aq); Kc � 10–36

Examinando essas informações, alunos fizeram as seguintes afirmações:

I. OH– é um ácido mutíssimo fraco.

II. O ânion NO2� é a base conjugada do HNO2.

III. HNO2 é o ácido conjugado da base NO2� .

IV. NH4� é um ácido mais fraco do que HNO2.

V. Para NH4� (aq) + NO2

� (aq) � NH3 (aq) + HNO2 (aq), devemos ter Kc < 1.

Das afirmações acima está(ão) correta(s):

a. Todas.b. Apenas I.c. Apenas I, II e III.d. Apenas I, II, III e IV.e. Apenas II e III.

29. (ITA-SP) Em relação às soluções aquosas de cada um dos seguintes sais: NH4Cl, KNO3 , CuSO4 , fez-se aseguinte afirmação, constituída de três partes:

I. “As três soluções apresentam pH menor do que 7,II. porque esses sais derivam de ácidos fortes eIII. porque esses sais derivam de bases fracas.”

a. As três partes da afirmação estão certas.b. Somente a parte II está certa.c. As três partes estão erradas.d. Somente a parte I está certa.e. Somente a parte I está errada.

30. (UNESP-SP) Aspirina e ácido acético são ácidos monopróticos fracos, cujas constantes de dissociaçãosão iguais a 3,4 x 10–4 e 1,8 x 10–5, respectivamente.

a. Considere soluções 0,1 mol/L de cada um desses ácidos. Qual solução apresentará o menor pH?Justifique sua resposta.

b. Se os sais de sódio desses dois ácidos forem dissolvidos em água, formando duas soluções deconcentração 0,1 mol/L, qual dentre as soluções resultantes apresentará maior pH? Justifique suaresposta.

31. O grau de hidrólise do cianeto de potássio, em solução 1,0 mol/L, é 0,5%, a 25°C.Calcular a constante de hidrólise do sal.

32. Qual é o pH da solução do exercício anterior?Dado: log 5 = 0,70.

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33. (CESGRANRIO) Uma solução de um monoácido fraco, cuja constante de ionização, Ka = 2 � 10–5,deve ser misturada a uma outra solução de um sal desse monoácido, para preparar umasolução-tampão de pH = 6. A razão entre as concentrações do ácido e do sal é:

a. 1/3 b. 1/5 c. 1/6 d. 1/10 e. 1/20

34. (UNB-DF) A reação de dissociação do ácido acético (HAc) em água pode ser representada pelaequação:

HAc � H+ + Ac–

Considere uma solução aquosa de ácido acético 0,100 mol/L e julgue os itens:

1. As espécies presentes na solução são: H3O+, Ac–, HAc, OH– e H2O.

2. A concentração de H+ no equilíbrio, [H+], é 0,100 mol/L.

3. [Ac– ] > [HAc]

4. O pH da solução é 1.

5. A constante de equilíbrio da reação acima é igual à constante de dissociação do ácido acético.

6. Na água pura, o pH é diferente do pOH.

7. Soluções que resistem a variações do pH, quando a elas são adicionados ácidos ou bases fortes,chamam-se soluções-tampão.

8. O pH não varia com a temperatura.

35. (FUVEST-SP) Deseja-se distinguir, de maneira simples, as substâncias de cada um dos pares abaixo,utilizando-se os testes sugeridos do lado direito da tabela:

Par de substâncias Teste

I. Nitrato de sódio e bicarbonato de sódio X. Dissolução em água

II. Cloreto de sódio e glicose Y. pH de suas soluções aquosas

III. Naftaleno e sacarose Z. Condutibilidade elétrica de suas soluções aquosas

As substâncias dos pares I, II e III podem ser distinguidas, utilizando-se, respectivamente, os testes:

a. X, Y e Z.b. X, Z e Y.c. Z, X e Y.d. Y, X e Z.e. Y, Z e X.

36. (PUC-SP) O ácido acético, CH3COOH, possui uma constante de dissociação, Ka , igual a 1,8 � 10–5.Relativamente às soluções aquosas de ácido acético, pedem-se: (Dado: log 1,34 = 0,13)

a. o valor do pH de uma solução 0,1 mol/L de CH3COOH;

b. a relação entre as concentrações de CH3COOH e de CH3COONa que deve ser usada para preparar umasolução-tampão de pH = 5.

37. (FMTM-MG) A um volume de solução de ácido acético adicionou-se NaOH suficiente para formar umasolução contendo concentrações iguais de ácido acético não-dissociado e de íons acetato.

a. Calcule o pH da solução inicial de ácido acético, cuja concentração é igual a 1 mol/L.

b. Calcule o pH da solução final resultante, após a adição de NaOH.

Dados: constante de dissociação do ácido acético = 1,8 x 10–5

18 4� , log 2 = 0,3, log 1,8 = 0,25

7

38. (FUVEST-SP) A criação de camarão em cativeiro exige, entre outros cuidados, que a água a serutilizada apresente pH próximo de 6. Para tornar a água, com pH igual a 8,0, adequada à criação decamarão, um criador poderia:

a. adicionar água de cal.b. adicionar carbonato de sódio sólido.c. adicionar solução aquosa de amônia.d. borbulhar, por certo tempo, gás carbônico.e. borbulhar, por certo tempo, oxigênio.

39. (UFRJ) A variação de pH ao longo de um processo de neutralização de 200 mL de uma solução de HCl,pela adição contínua de uma solução 0,1 mol/L de NaOH a 25°C, está representada no gráfico abaixo:

a. Determine a razão pH/pOH, 5 minutos após o início do processo de adição da base.

b. Qual foi o volume de NaOH adicionado à solução de HCl, nos 3 primeiros minutos do processo deneutralização?

40. (ITA-SP) Um copo contém, inicialmente, 20 mL de uma solução aquosa 0,1 mol/L de uma substânciadesconhecida. De uma bureta se deixa cair, gota a gota, uma solução aquosa 0,1 mol/L de outrasubstância, também desconhecida. Sabe-se que uma das substâncias em questão é um ácido e aoutra, uma base. Após a adição de cada gota da bureta, o pH do conteúdo do copo é monitorado e oresultado dessa monitoração do pH é mostrado no gráfico a seguir.

Da observação do gráfico acima, qual era a natureza das soluções iniciais no copo e na bureta?

Substância no copo Substância na bureta

a. Ácido forte Base forte

b. Base forte Ácido fraco

c. Ácido fraco Base forte

d. Ácido forte Base fraca

e. Base fraca Ácido fraco

8

41. A solubilidade do cloreto de prata é 1,1 x 10–5 mol/L. Calcular o produto de solubilidade.

42. Sendo x mol/L a solubilidade do Ca3(PO4)2 , qual é o seu Ks?

43. O produto de solubilidade do cromato de prata a 25°C é 1,2 x 10–12. Qual é a solubilidade do sal emmol/L, nessa temperatura?

44. Dissolve-se oxalato de prata, Ag2(C2O4), em água destilada. Uma análise revela que a concentração doíon Ag+ na solução saturada é 2,2 x 10–4 mol . litro–1. Qual é o produto de solubilidade desse sal deprata?

a. 2,4 x 10–8

b. 11 x 10–11

c. 5 x 10–8

d. 5,3 x 10–12

e. 2,2 x 10–4

45. Dada a tabela:

Sal Kps

HgS 1 x 10–52

CuS 1 x 10–44

CdS 1 x 10–28

ZnS 1 x 10–24

FeS 1 x 10–18

Qual é o sal mais solúvel?

46. (UNESP-SP) A expressão do produto de solubilidade (Kps) do sal pouco solúvel Pb3(PO4)2 , em soluçãoaquosa saturada, é:

a. K [Pb ] [PO ]ps2

43� �� �

b. K [Pb ] [PO ]ps2 2

43 3� �� �

c. K[Pb ]

[PO ]ps

2 3

43 2

��

�

d. K [Pb ] [PO ]ps2

43� � � �� �2 3

e. K [Pb ] [PO ]ps2 3

43 2� �� �

47. (PUCCAMP-SP) Um composto pouco solúvel, de fórmula B(OH)2 , cuja concentração na sua soluçãosaturada, em dada temperatura, vale x mol/L, terá constante do produto de solubilidade calculada pelaexpressão:

a. Kps = 2x2

b. Kps = 4x3

c. Kps = x2

d. Kps = 2x3

e. Kps = 27x4

9

48. Um composto pouco solúvel, de fórmula B(OH)3 , cuja concentração na sua solução saturada em dadatemperatura vale x mol/L, terá constante do produto de solubilidade calculada pela expressão:

a. Kps = x2

b. Kps = x3

c. Kps = x4

d. Kps = 27x4

e. Kps = 3x4

49. (CARLOS CHAGAS) A solubilidade do hidróxido de magnésio em água é 5,0 x 10–4 mol/litro. O seuproduto de solubilidade é:

a. 1,0 x 10–7

b. 2,5 x 10–7

c. 5,0 x 10–8

d. 2,5 x 10–9

e. 5,0 x 10–10

50. (CARLOS CHAGAS) A 25°C, o produto de solubilidade do carbonato de cálcio em água é igual a1 x 10–8. A quantidade em mols de íons Ca2+ dissolvidos em um litro de solução aquosa saturadadesse sal, a 25°C, é da ordem de:

a. 10–16 b. 10–12 c. 10–8 d. 10–4 e. 10–2

51. (MACKENZIE-SP) Uma solução aquosa é 0,10 mol/L com respeito a cada um dos cátions seguintes:Cu++; Mn++; Zn++; Hg++ e Fe++. As constantes do produto de solubilidade (Kps) para o CuS, MnS,ZnS, HgS e FeS são, respectivamente, 8,5 x 10–45; 1,4 x 10–15; 4,5 x 10–24; 3 x 10–53 e 3,7 x 10–19.Se íons de sulfeto (S=) forem introduzidos gradualmente na solução acima, o cátion que primeiroprecipitará será o:

a. Cu++ b. Mn++ c. Zn++ d. Hg++ e. Fe++

52. O produto de solubilidade para o fluoreto de cálcio (CaF2) é 1,7 x 10–10. Em uma solução cujaconcentração de íons fluoreto é 0,2 mol/L, pode-se concluir que:

a. a solubilidade do CaF2 é a mesma tanto em água pura como na solução de [F–] = 0,2 mol/L.b. a solubilidade do CaF2 é maior em água pura do que na solução de [F–] = 0,2 mol/L.c. a solubilidade do CaF2 é menor em água pura do que na solução de [F–] = 0,2 mol/L.d. os dados acima são insuficientes para se tirar qualquer conclusão.

53. (MACKENZIE-SP) A concentração mínima de íons SO42� necessária para ocorrer a precipitação de

PbSO4, numa solução que contém 1 � 10–3 mol/L de íons Pb2+, deve ser:

(Dado: Kps do PbSO4 = 1,3 � 10–8, a 25°C)

a. superior a 1,3 � 10–5 mol/L.

b. inferior a 1,3 � 10–8 mol/L.

c. igual a 1,3 � 10–5 mol/L.

d. igual a 1,3 � 10–8 mol/L.

e. igual a 1,3 � 10–7 mol/L.

10

54. O Ks do CaF2 é 1,7 x 10–10. Qual é a solubilidade do CaF2 em uma solução que contém 0,35 mol/litrode íons F–?

a. 2,4 � 10–10 mol/L.b. 4,9 � 10–10 mol/L.c. 1,4 � 10–9 mol/L.d. 1,6 � 10–5 mol/L.e. 2,2 � 10–5 mol/L.

55. (UFU-MG) O oxalato de cálcio (CaC2O4) juntamente com o fosfato de cálcio (Ca3(PO4)2) são osprincipais constituintes dos cálculos renais. Esses compostos se precipitam e se acumulam nos rins.Se a concentração média de íons cálcio na urina for igual a 2,3 x 10–3 mol/L, a concentração máximade íons oxalato em mol/L que pode estar presente sem que ocorra a precipitação do oxalato de cálcioserá:

a. 2,3 x 10–3

b. 2,3 x 10–9

c. 1,0 x 10–6

d. 2,3 x 10–6

e. 4,6 x 10–5

Dado: Kps (CaC2O4) = 2,3 x 10–9

Série Ouro

56. (UNB-DF) Na solução aquosa saturada de PbI2 , estabelece-se o seguinte equilíbrio:

PbI2 (s) � Pb2+ (aq) + 2 I– (aq)

Julgue os itens:

1. A concentração da solução saturada de PbI2 é chamada solubilidade.

2. É possível calcular a solubilidade (S) do PbI2 a partir de seu produto de solubilidade.

3. Pelo equilíbrio acima, para cada mol de PbI2 dissolvido, origina-se um mol de I–.

4. A expressão do produto de solubilidade (Kps) para o PbI2 pode ser representada por: Kps = 4S2

(S = solubilidade).

5. A constante de equilíbrio (K) da reação acima é dada pela expressão K[Pb ] [I ]

[PbI (s)]

2 2

2

�� �

, sendo que

[Pb2+] e [I–] representam as concentrações dos íons em solução, e [PbI2 (s)] representa a

concentração de PbI2 na fase sólida.

57. (FUVEST-SP) A determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata em água é2,0 � 10–2mol/L. O produto de solubilidade (Kps) desse sal à mesma temperatura é:

a. 4,0 � 10–4

b. 8,4 � 10–4

c. 6,4 � 10–5

d. 3,2 � 10–5

e. 8,0 � 10–6

11

58. (CARLOS CHAGAS) Quando se misturam volumes iguais de soluções aquosas de CaCl2 e de Na2CO3,ambos 0,020 mol/L, há formação de um precipitado de CaCO3 .

Kps (CaCO3) = 4,9 x 10–9

Qual é a concentração dos íons CO32� que permanecem em solução?

a. 2,5 x 10–7 mol/L.b. 1,0 x 10–6 mol/L.c. 7,0 x 10–5 mol/L.d. 5,0 x 10–4 mol/L.e. 1,0 x 10–3 mol/L.

59. Em uma solução de 0,01 mol/L de BaCl2 é dissolvido Na2SO4, lenta e continuamente, até que se inicie

a precipitação de BaSO4 (KS = 1,0 � 10–10). Qual é a concentração de íons sulfato (SO42– ) no momento

em que se inicia a precipitação?

60. (FUVEST-SP) Leite de magnésia é essencial uma suspensão de hidróxido de magnésio em água.A solubilidade do Mg(OH)2, à temperatura ambiente, é 1,5 � 10–4 mol/L. Logo, o pH do leite demagnésia está entre:

a. 7 e 8.b. 8 e 9.c. 9 e 10.d. 10 e 11.e. 11 e 12.

(Valor numérico do produto iônico da água = 1,0 � 10–14)

61. (PUC-SP) Preparou-se uma solução saturada de CaC2O4 (oxalato de cálcio) a 25°C. Um litro dessasolução foi evaporado até a secura, fornecendo 0,0064 g de oxalato de cálcio.

a. Calcule, para a solução saturada de oxalato de cálcio a 25°C:1. a quantidade de sal, em mols, em 1,00 L de solução;2. o número de cátions contidos em 100 mL de solução.

b. Indique a expressão do produto de solubilidade do oxalato de cálcio (Kps).

c. Calcule o Kps do oxalato de cálcio a 25°C.

Dados: C = 12 u; Ca = 40 u ; O = 16 u ; N = 6,0 . 1023 mol–1

62. (PUC-SP) Considere os equilíbrios abaixo:

Ba+2 + SO42�� BaSO4 (s) K = 1,0 � 1010

Pb+2 + SO42�� PbSO4 (s) K = 5,2 � 107

a. Qual dos sulfatos acima é mais solúvel? Justifique sua resposta.

b. Calcule a concentração de íons bário em uma solução saturada de BaSO4.

63. (PUC-SP) Dissolve-se 0,002 mol de Pb(NO3)2 sólido em um litro de ácido sulfúrico 0,001 mol/L.Haverá precipitação de sulfato de chumbo? (admitir que não há variação no volume do ácido com aadição do sólido)

Dado: produto da solubilidade do sulfato de chumbo = 1,3 x 10–8.

12

64. (UNESP-SP) O uso de pequenas quantidades de flúor adicionadas à água potável diminuisensivelmente a incidência de cáries dentárias. Normalmente, adiciona-se um sal solúvel de flúor,de modo que se tenha 1 parte por milhão (1 ppm) de íons F–, o que equivale a uma concentração de5 x 10–5 mol de íons F– por litro de água.

a. Se a água contiver também íons Ca2+ dissolvidos, em uma concentração igual a 2 x 10–4 mol/L,ocorrerá precipitação de CaF2? Justifique sua resposta.

b. Calcule a concentração máxima de íons Ca2+ que pode estar presente na água contendo 1 ppm deíons F–, sem que ocorra a precipitação de CaF2 .

(Dado: Kps do CaF2 = 1,5 x 10–10 ; Kps é a constante do produto de solubilidade)

65. A cada um de quatro frascos foi adicionado um mol de hidróxido de metal alcalino terroso,conforme a tabela seguinte. A cada um deles foi adicionada água até que os volumes finais em todosos frascos fossem de 1 litro. A tabela também apresenta os valores para a solubilidade de cada um doshidróxidos à mesma temperatura.

Frasco Hidróxido Solubilidade (mol/L)

1 Mg(OH)2 0,00015

2 Ca(OH)2 0,023

3 Sr(OH)2 0,063

4 Ba(OH)2 0,216

a. Escreva a equação para a reação de dissociação e calcule a concentração dos íons hidroxila, em mol/L,para a solução resultante no frasco 2.

b. Em qual dos frascos a solução terá valor de pH mais elevado? Justifique.

13

Gabarito

01. Alternativa a.

02. Alternativa e.

03. Alternativa d.

04. Alternativa a.

05. Alternativa c.

06. Par conjugado ácido-base é um ácido e uma base que diferem por um próton.

H+ H+

a. HNO3 + OH–� H2O + NO3

�

ácido base ácido base

Os pares conjugados são: HNO3 /NO3� e H2O/OH–.

H+ H+

b. HC2O4� + SO3

2�� HSO3

� + C2O42�

ácido base ácido base

Os pares conjugados são: HC2O4� /C2O4

2� e HSO3� /SO3

2� .

07. Alternativa b.

08. Alternativa c.

HCN + H2O � H3O+ + CN–

H2O + NH3 � NH4� + OH–

09. Alternativa b.

HNO3 + H2O � H3O+ + NO3�

ácido forte base fraca

HNO2 + H2O � H3O+ + NO2�

ácido fraco base forte

10. Alternativa e.

H2C2O4 � HC2O4� + H+

ácido mais forte base mais fraca

11. Alternativa c.

NaHCO3 + HOH � NaOH + H2CO3

ou

HCO3� + HOH � H2CO3 + OH–

12. Alternativa c.

NaCl não sofre hidrólise.

14

13. Alternativa b.

KOH: base.

NaNO2: sal derivado de base forte (NaOH) e ácido fraco (HNO2).

14. Alternativa b.

15. Alternativa e.

NaF: sal derivado de base forte (NaOH) e ácido fraco (HF).

16. Alternativa a.

Na2S: sal derivado de base forte (NaOH) e ácido fraco (H2S).

17. Alternativa d.

NaCN: sal derivado de base forte (NaOH) e ácido fraco (HCN).

ZnCl2: sal derivado de ácido forte (HCl) e base fraca (Zn(OH)2).

Na2SO4: não sofre hidrólise, sal derivado de ácido e base fortes.

NH4Cl: sal derivado de ácido forte (HCl) e base fraca (NH4OH).

18. Alternativa c.

CaCO3 + 2H2O � Ca(OH)2 + H2CO3

ou

CO32� + 2H2O � H2CO3 + 2OH–

19. Alternativa e.

K[HCN] . [OH ]

[CN ]h �

�

�

20. Alternativa e.

NH3 + HCl � NH4Cl

NH4Cl + HOH � NH4OH + HCl

ou

NH4� + HOH � NH4OH + H+

ou

NH4� + HOH � NH3 + H3O+

21.HClO ácido

LiOH basepH de viragem4 �

�

�

�forte

forte7

Para titulações de ácido forte com base forte, pode-se usar qualquer indicador.

22.HNO ácido

Ca(OH) basepH de virage2

2

�

�

�

fraco

fortem 7�

Para titulações de ácido fraco com base forte, devem-se usar indicadores que virem em pH > 7,como fenolftaleína (9) ou o amarelo de alizarina (11).

15

23.HCl ácido

NH OH basepH de viragem 7

4

�

�

�

forte

fraca

Para titulações de ácido forte com base fraca, devem-se usar indicadores que virem em pH < 7,como metilorange (4) ou vermelho de metila (5).

24. Meio básicográfico B

25. Meio ácidográfico C

26. Meio neutrográfico A

27.a. Ponto final ou ponto de equivalência.

b. [H+] = 1,0 � 10–7 mol/L; meio neutro.

c. H+ + OH– � H2O

Base 1 L —— 0,1 mol

0,1 L —— x x = 0,01 mol

Ácido 50 mL —— 0,01 mol

1000 mL —— y y = 0,2 mol � 0,2 mol/L

d. Cálculo da concentração do ácido.

28. Alternativa a.

29. Alternativa b.

30.a. Solução de aspirina, pois o ácido é mais forte.

b. Solução de acetato de sódio, pois o íon acetato é base de Brönsted mais forte que a base conjugadada aspirina.

31. KCN + H2O � HCN + KOH

Ou melhor:CN– + H2O � HCN + OH–

Início 1,0 mol/L 0

Reage e forma 0,005 x 1,0 mol/L 0,005 mol/L 0,005 mol/L

Equilíbrio 0,995 mol/L 0,005 mol/L 0,005 mol/L

A constante de hidrólise é dada por:

K[HCN] [OH ]

[CN ]

0,005 x 0,005

0,995h ��

��

�

Kh = 2,5 x 10–5

16

32. [OH–] = 0,005 mol/L

[OH–] = 5 x 10–3 mol/L

pOH = – log [OH–] = – log 5 x 10–3

pOH = – (log 5 + log 10–3) = – (0,70 – 3)

pOH = 2,30

pH = 14,00 – 2,30

pH = 11,70

33. Alternativa e.

Seja o monoácido HA: HA � H+ + A–

K[H ] [A ]

[HA][HA]

[A ]

[H ]Ka

a

��

� �� �

�

�

[H+] = 1 � 10–6 mol/L

[HA]

[A ]

1 10

2 10

[HA]

[A ]

120

6

5�

�

� ��

�

�� �

34. Corretos: 1, 5 e 7.

35. Alternativa e.

36.a. Ka = �2 � M � 1,8 � 10–5 = �2 � 10–1 � �2 = 1,8 � 10–4 � � = 1 8, � 10–2 = 1,34 � 10–2

[H+] = � � M � [H+] = 1,34 � 10–2 � 10–1 = 1,34 � 10–3 mol/L

pH = – log [H+] � pH = – log 1,34 � 10–3

pH = 2,87

b. CH3COOH � H+ + CH3COO– pH = 5 [H+] = 10–5 mol/L

K[H ] [CH COO ]

[CH COOH]a3

3

��� �

[CH COOH]

[CH COO ]

[H ]K

1,0 10

1,8 100,563

3 a

5

5�

� �

�� �

�

��

37.a. Ka = �2 � M � 1,8 � 10–5 = �2 � � = 4 � 10–3

[H+] = � � M � [H+] = 4 � 10–3 mol/L

pH = – log [H+] = – log 22 � 10–3

pH = 2,4

b. CH3COOH � H+ + CH3COO–

K[H ] [CH COO ]

[CH COOH]a3

3

��� �

1,8 � 10–5 = [H+]

pH = – log [H+] � pH = – log 1,8 � 10–5 � pH = 4,75

17

38. Alternativa d.

39.

a. 5 min104

2 5� ,

b. NaOH + HCl � NaCl + H2O

MBVB = MAVA

0,1 � VB = 0,01 � 200 � VB = 20 mL

40. Alternativa d.

41. AgCl � Ag+ + Cl–x x x

Ks = [Ag+] � [Cl–]

Ks = x � x

Ks = x2

Como x = 1,1 x 10–5 mol/L, temos que:

Ks = (1,1 x 10–5)2

Resposta: Ks = 1,2 x 10–10

42. Ca3(PO4)2 � 3Ca++ + 2PO4�

x 3x 2x

Ks = [Ca++]3 � [PO4� ]2

Ks = (3x)3 � (2x)2

Ks = 27x3 � 4x2

Ks = 108x5

Resposta: Ks = 108x5

43. Ag2CrO4 � 2Ag+ + 1 CrO4�

x 2x x

Ks = [Ag+]2 � [CrO4� ]

Ks = (2x)2 � x

Ks = 4x3

Como Ks = 1,2 x 10–12, temos que:

1,2 x 10–12 = 4x3

1 2

4103 4,

� �� x � x =1 2

4103 4,

� � mol/L

18

44. Alternativa d.

Ag2(C2O4) � 2Ag+ + C2O42�

[Ag+] = 2 � [C2O42� ]

[Ag+] = 2,2 x 10–4 mol/L

[C2O 4� ] = 1,1 x 10–4 mol/L

Ks = [Ag+]2 [C2O42� ]

Ks = 4,84 � 10–8 � 1,1 � 10– 4

Ks = 5,3 � 10–12

45. Quando os sais apresentam a mesma fórmula, não é necessário calcular a solubilidade. Aquele quetiver o maior Ks será o mais solúvel. O sal mais solúvel é FeS.

46. Alternativa e.

47. Alternativa b.

48. Alternativa d.

49. Alternativa e.

50. Alternativa d.

51. Alternativa d.

52. Alternativa b.

53. Alternativa a.

54. Alternativa c.

55. Alternativa c.

56. Corretos: 1 e 2.

57. Alternativa d.

58. Alternativa c.

59. KS = [Ba2+] � [SO42– ]

1,0 � 10–10 = 0,01 � [SO42– ]

[SO42– ] = 1,0 � 10–8 mol/L

60. Alternativa d.

Mg(OH)2 � Mg2+ + 2OH–

X x 2x

[OH–] = 3,0 � 10–4 mol/L, portanto pOH está entre 3 e 4.

Sendo assim, pH está entre 10 e 11.

19

61.a. a1 : 5,0 � 10–5 mol; a2 : 3,0 � 1018

b. Ks = [Ca2+] � [C2O42� ]

c. Ks = 2,5 � 10–9

62.a. PbSO4

b. [Ba2+] = 1,0 � 10–5 mol/L

63. Pb2+ + SO42� � PbSO4

2 � 10–3 mol/L 10–3 mol/L

[Pb2+] [SO42� ] > Ks haverá precipitação.

2 � 10–6 > 1,3 � 10–8

64.a. Não ocorrerá precipitação, pois (2 � 10–4) (5 � 10–5)2 < 1,5 � 10–10

b. 6 � 10–2 mol/L

65.a. Ca(OH)2 (s) ��� Ca2+ (aq) + 2OH– (aq)

0,023 mol/L –––––––––––––––– 0,046 mol/L

[OH–] = 0,046 mol/L

b. Frasco 4, pois o Ba(OH)2 é a base mais solúvel, apresentando maior concentração de OH– (menor pOH,maior pH) na solução saturada.

20