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Cap. 17 - Hidrólise Salina e solução-tampão

1) (FESP - UPE) Um determinado "HInd" apresenta uma constante de dissociação, Ki = 1,0 x 10-5. Admitindo-se que a forma não-ionizada tem a coloração "amarela" e o íon- Ind- tem a coloração "roxa", é de se esperar que as soluções aquosas de hidróxido de sódio, carbonato de potássio, borato de sódio e cianeto de potássio, quando em contato com algumas gotas do indicador, apresentem respectivamente as colorações:
 
a) amarela - roxa - roxa - amarela
b) roxa - roxa - amarela - amarela
c) amarela - amarela - amarela - amarela
d) roxa - roxa - roxa - roxa
e) roxa - roxa - roxa – amarela

02)  (UNIFOR - CE) Carbonato de sódio, quando dissolvido em água, origina solução básica. Isso porque o ânion do sal interage com água, originando:
 
a) ácido fraco
b) base fraca
c) sal básico pouco solúvel
d) sal ácido pouco solúvel
e) gás de caráter ácido

03) (UNIFESP) O nitrito de sódio, NaNO₂, é um dos aditivos mais utilizados na conservação de alimentos. É um exelente agente antimicrobiano e está presente em quase todos os alimentos industrializados á base de carne, tais como presuntos, mortadelas, salames, entre outros. Alguns estudos indicam qure a ingestão desse aditivo pode proporcionar a formação, no estômago, de ácido nitroso e este desencadear a formação de metabólitos carcinogênicos.

Dada a constante de hidrólise Kh = Kw/Ka e considerando as constantes de equilíbrio Ka (HNO₂) = 5 5.10^(4) e Kw = 1. 10 ^(-14), a 25 °C, o pH de uma solução aquosa de nitrito de sódio 5. 10² mol/L, nessa temperatura, tem valor aproximadamente igual a :

a)    10

b)    8

c)    6

d)    4

e)    2

04)  (Puccamp) Mares absorvem grande parte do CO‚ concentrado na atmosfera, tornando-se mais ácidos e quentes, segundo cientistas.

       A Royal Society, do Reino Unido, começou um estudo para medir os níveis de acidez dos oceanos sob a influência do aumento da concentração de dióxido de carbono. O CO‚ concentrado na atmosfera é responsável pelo efeito estufa.

       Na água, elevando a acidez, o gás interfere na vida de corais e seres dotados de concha, assim como diminui a reprodução do plâncton, comprometendo a cadeia alimentar de animais marinhos.

        Em uma solução aquosa 0,10 mol/L de carbonato de sódio ocorre a hidrólise do íon carbonato: CO32-(aq) + H2O (ℓ) HCO3- (aq) + OH-(aq) 
Constante de hidrólise, K(h) = 2,5 × 10^(-4)
Calculando-se, para essa solução, o valor de [OH-] em mol/L, encontra-se 
a) 5 × 10^(-3)

b) 4 × 10^(-3)

c) 3 × 10^(-3)

d) 2 × 10^(-3)

e) 1 × 10^(-3)

05) Em um laboratório, 3 frascos contendo diferentes sais tiveram seus rótulos danificados. Sabe-se que cada frasco contém um único sal e que soluções aquosas produzidas com os sais I, II e III apresentaram, respectivamente, pH ácido, pH básico e pH neutro. Estes sais podem ser, respectivamente:

a)     acetato de sódio, acetato de potássio e cloreto de potássio.

b)     cloreto de amônio, acetato de sódio e cloreto de potássio.

c)     cloreto de potássio, cloreto de amônio e acetato de sódio.

d)    cloreto de potássio, cloreto de sódio e cloreto de amônio.

e)    cloreto de amônio, cloreto de potássio e acetato de sódio.

RESOLUÇÃO:

Meio básico: CH3COO–Na+ (sal de ácido fraco e base forte)

CH3COO– + HOH ←→ CH3COOH + OH–

Meio ácido: NH4Cl (sal de ácido forte e base fraca)

NH4

+ + H2O ← → NH3 + H3O+

Meio neutro: KCl (sal de ácido forte e base forte)

Não ocorre hidrólise.

Resposta: B

06)  (PUC/Campinas) No plasma sanguíneo há um sistema-tampão que contribui para manter seu pH dentro do estreito intervalo 7,35 fora deste intervalo ocasionam perturbações fisiológicas. Entre os sistemas químicos abaixo qual representa um desses tampões?

a) H2CO3/HCO3-

b) H+/OH-

c) HCl/Cl-

d) NH3/OH-

e) glicose/frutose

07) O pH de um tampão, preparado misturando-se 0,1 mol de ácido lático e 0,1 mol de lactato de sódio, em um litro de solução é: Dados: Ka = 1,38.10-4

a)    3,86

b)    3,76

c)    5,86

d)    6,86

e)    4,86

08) É aconselhável que a relação entre o pH e  o pKa de uma solução-tampão seja igual a :

a)    10^(0)

b)    10^(1)

c)    10^(2)

d)    10^(3)

e)    10^(-3)

09)  (UEM PR/2008) Qual é o pH aproximado de uma solução obtida através da mistura de 100 m de uma solução aquosa de HCN 1 x 10–2 mol. –1 com 100 m de uma solução aquosa de KCN 5 x 10–2 mol. –1, sabendo-se que o Ka do HCN é 4,9 x 10–10 (pKa = 9,31)? (Dados: log 5  0,7)

a) pH = 2

b) pH = 12

c) pH = 10

d) pH = 7

e) pH = 4

10) (UNIFOR CE) Considere um litro de solução aquosa 0,10 mol/L de ácido acético (CH3COOH). Para obter-se uma solução-tampão (aquela cujo pH não se altera pela adição de ácidos ou bases), pode-se misturar essa solução com um litro de solução aquosa 0,10 mol/L de

a) ácido sulfúrico (H2SO4).

b) hidróxido de sódio (NaOH).

c) cloreto de sódio (NaCl).

d) amônia (NH3).

e) acetato de sódio (CH3COONa).

Cap. 16 - pH e pOH

Capitulo 16

01.  (Puccamp-SP) A hidroxiapatita, fosfato naturalmente encontrado no solo, apresenta

em meio ácido a reação: Ca₅(OH)(PO₄)₃(s) + 4H+(aq) ↔ 5Ca²⁺+(aq) + 3HPO₄ᶟ⁻(aq) + H₂O (liq)

A adição de hidroxiapatita em determinados locais modifica o solo, pois

a) aumenta o pH, devido à formação de ácidos.

b) diminui o pH, devido à formação de ácidos.

c) aumenta o pH, porque consome H+ (aq).

d) diminui o pH, porque produz sais ácidos.

R: C) modifica o solo aumentando o Ph porque consome [H+] através da reação com [OH-] que apresenta na sua equação.

                                                                                  

02. (UFES) Em uma solução de 1,0x10⁻⁵mol/L de Al(OH)₃, a concentração de íons Al³⁺ e o pH são, respectivamente: Dado: log3=0,4777.

R : C) 1 A(OH)3(aq) 1 A3+

(aq) + 3 OH–

(aq)

1·10–5 mol/L

m = 1,0·10–5 mol/L

1·10–5 mol/L 3·1·10–5 mol/L = 3 · 10–5 mol/L

Dessa forma, podemos encontrar o pH da solução de

A(OH)3.

[OH–] = 3 · 10–5 mol/L ⇒ pOH = –log[OH–] ∴ pOH = –(log3 ·

10–5)

∴ pOH = –(log3 + log10–5) = –(log3 – 5log10)

∴ pOH = – (0,477 – 5)

∴ pOH = – 0,477 + 5

∴ pOH = 4,52 ⇒ pH = 9,48

Logo, a [A3+] = 1,0 · 10–5 mol/L e o pH = 9,48

03. (ITA – Adaptada) Determine a massa de hidróxido de sódio que deve ser dissolvida em 0,500 mL de água para que a solução resultante tenha um pH ≈ 13 a 25°C.

R: D) Para uma solução aquosa de KOH a 25 °C, temos:

pH = 13 ⇒ pOH = 1, logo a [OH–] = 10–1 mol/L, V = 0,5 mL

= 0,0005 L, M = 56 g/mol, m = ?

m

m

M V

= m m M V

_

_ = _ _ = 0,1 mol/L _ 56 g/mol _ 0,0005 L

∴ m = 0,1 · 0,0005 · 56 g

∴ m = 0,00005 · 56 g

∴ m = 0,0028 g ∴ m = 2,8 · 10–3 g

04. (FUVEST) O indicador azul de bromotimol fica amarelo em soluções aquosas de concentração hidrogeniônica (concentração de H+ (aq)) maior do que 1,0. 10-6 mol/L e azul em soluções de concentração hidrogeniônica menor que 2,5.10-8 mol/L. Considere as três soluções seguintes, cujos valores de pH são dados entre parênteses: suco de tomate(4,8), água da chuva ( 5,6) e água do mar (8,2). As cores apresentadas por essas soluções são, respectivamente: 

a) amarelo, amarelo, amarelo.
b) amarelo, amarelo, azul.
c) amarelo, azul, azul.
d) azul, azul, amarelo.
e) azul, azul, azul.

R: B) [H+] = 1·10–6 mol/L ⇒ pH = –log[H+] ⇒ pH = –log 10–6

⇒ pH = 6 (amarelo).

[H+] = 2,5 · 10–8 mol/L ⇒ pH = –log[H+]

∴ pH = –log 2,5 · 10–8

∴ pH = –(log 2,5 + log 10–8)

∴ pH = –(log 2,5 – 8 log10)

∴ pH = –(0,4 – 8 )

∴ pH = –0,4 + 8 ∴ pH = 7,6 (azul)

05. (FUVEST) Ao tomar dois copos de água, uma pessoa dilui seu suco gástrico (solução contendo ácido Clorídrico), de pH = 1, de 50 para 500 ml. Qual o pH da solução resultante logo após a ingestão da água?

R: B)

06. (VUNESP) O leite de magnésia, constituído por uma suspensão aquosa de Mg(OH)₂, apresenta. pH igual a 10. Isto significa que:

a) o leite da magnésia tem propriedades ácidas.

b) a concentração de íons OH⁻ é igual a 1 mol/L.

c) a concentração de íons H₃O⁺ é igual a 1 mol/L.

d) a soma das concentrações dos íons H₃O⁺ e OH⁻ é igual a 1mol/L.

R: C) pH = 10 ⇒ pOH = 4, assim temos:

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

07. (FUVEST) Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma solução de pH = 3. Nessa solução, as concentrações em mol/L de CH₃COO⁻  e de CH₃COOH são, respectivamente, da ordem de:

Dado: Valor numérico da constante de ionização do ácido acético = 1,8x10⁻⁵.

08. (ITA-SP) A 60°C o produto iônico da água, [H+].[OH-], é igual a 1,0.10^-13. Em relação a soluções aquosas nesta temperatura são feitas as seguintes afirmações:

I. Soluções ácidas são aquelas que têm pH < 6,5.

II. Soluções neutras têm pH = 6,5

III. Soluções básicas têm pH > 6,5.

IV. pH+pOH tem que ser igual a 13,0.

V. Solução com pH = 14 é impossível de ser obtida.

R: E) pH = 3 ⇒ [H+] = 10–3 mol/L

CH3COOH ⇒ CH3COO– + H+

X 10–3 mol/L 10–3 mol/L

Ka = [H+] · [CH3COO–] / [CH3COOH]

1,8 · 10–5 = 10–3 · 10–3/X ⇒ X = 5 · 10–2 mol/L

09. (PUC-RJ)O pH de uma solução aquosa varia com a concentração de íon H+, de acordo com o gráfico abaixo:

A relação pOH/pH de uma solução de concentração hidrogeniônica [H+] = 0,005 é, aproximadamente: 

R: A

[H+] = 5 · 10–3 mol/L ⇒ pH = –log5 · 10–3 ⇒ pH = –(0,7 – 3)

⇒ pH= 2,3

pH + pOH = 14 ⇒ pOH = 14 – 2,3 ⇒ pOH = 11,7

pOH/pH ⇒ 11,7/2,3 ⇒ 5,1

10.  (UFMS) A metilamina é uma base fraca que se ioniza de acordo com a seguinte equação: CH₃NH₂(l) + H₂O(aq) ↔CH₃NH⁺ (aq) + OH⁻(aq).Se uma solução de concentração 0,25 mol/L dessa base estiver 4% ionizada, o valor do pH será igual a:

R: C)