Química Solucionada 9999.0111 / 8750.0050 / 9109.7227

Química Solucionada
9999.0111 / 8750.0050 / 9109.7227
Título: Equilíbrio Químico (Molecular e Iônico)
Data:
/
/ 2015
QS.2
c)
d)
e)
QUESTÕES DO ENEM
1.
2.
3.
(ENEM – 12.2) Com o aumento da demanda por alimentos e
a abertura de novas fronteiras agrícolas no Brasil, faz-se
cada vez mais necessária a correção da acidez e a
fertilização do solo para determinados cultivos. No intuito de
diminuir a acidez do solo de sua plantação (aumentar o pH),
um fazendeiro foi a uma loja especializada para comprar
conhecidos insumos agrícolas, indicados para essa
correção. Ao chegar à loja, ele foi informado que esses
produtos estavam em falta. Como só havia disponíveis
alguns tipos de sais, o fazendeiro consultou um engenheiro
agrônomo procurando saber qual comprar.
O engenheiro, após verificar as propriedades desses sais,
indicou ao fazendeiro o
a) KCℓ
b) CaCO3
c) NH4Cℓ
d) Na2SO4
e) Ba(NO3)2
(ENEM – 13.2) À medida que se expira sobre uma solução
de azul de bromotimol e hidróxido de sódio (NaOH), sua
coloração azul característica vai se alterando. O azul de
bromotimol é um indicador ácido-base que adquire cor azul
em pH básico, verde em pH neutro e amarela em pH ácido.
O gás carbônico (CO2) expirado reage com a água presente
na solução (H2O), produzindo ácido carbônico (H2CO3). Este
pode reagir com o NaOH da solução inicial, produzindo
bicarbonato de sódio (NaHCO3):
CO2 + H2O → H2CO3
H2CO3 + NaOH → NaHCO3 + H2O
O que a pessoa irá observar à medida que expira no
recipiente contendo essa solução?
a) A solução mudará de cor, de azul para verde, e, em
seguida, de verde para amarelo. Com o acréscimo de
ácido carbônico, o pH da solução irá reduzir até tornarse neutro. Em seguida, um excesso de ácido carbônico
tornará o pH da solução ácido.
b) A solução somente terá sua cor alterada de azul para
amarelo, pois será formado um excesso de ácido
carbônico no recipiente, o que reduzirá bruscamente o
pH da solução.
c) A cor da solução não será alterada com o acréscimo de
ácido carbônico. Isso porque o meio é inicialmente
neutro e a presença de ácido carbônico não produzirá
nenhuma mudança no pH da solução.
d) A solução mudará de azul para verde e, em seguida, de
verde para azul. Isso ocorrerá em função da
neutralização de um meio inicialmente básico
acompanhado de um aumento de pH na solução, à
medida que ácido carbônico é adicionado ao meio.
e) A cor da solução alterará de azul para amarelo e, em
seguida, de amarelo para verde. Esse comportamento
é justificado pelo fato de o ácido carbônico reduzir
bruscamente o pH da solução e depois ser neutralizado
pelo restante de NaOH presente no meio.
(ENEM – 10.2) Às vezes, ao abrir um refrigerante, percebese que uma parte do produto vaza rapidamente pela
extremidade do recipiente. A explicação para esse fato está
relacionada à perturbação do equilíbrio químico existente
entre alguns dos ingredientes do produto, de acordo com a
equação:
CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(aq)
A alteração do equilíbrio anterior, relacionada ao vazamento
do refrigerante nas condições descritas, tem como
consequência a
a) liberação de CO2 para o ambiente.
b) elevação da temperatura do recipiente.
[email protected]
elevação da pressão interna no recipiente.
elevação da concentração de CO2 no líquido.
formação de uma quantidade significativa de H2O.
4.
(ENEM – 10.2) 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), tornase básico devido à reação de hidrólise do íon carbonato,
segundo o equilíbrio:
CO32-(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
(CaO). 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 de 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 de 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 de 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 de 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 de pH do
meio.
5.
(ENEM – 10.2) O rótulo de uma garrafa de água mineral
natural contém as seguintes informações:
Características
Composição
mg/L
Valor
físico-químicas
química
93,84
Bicarbonato
pH a 25 ºC
7,54
Cálcio
Sódio
Magnésio
Condutividade
elétrica a 25
ºC
151
(S/cm)
Carbonatos
Sulfatos
Potássio
Resíduo da
evaporação a
180 ºC
126,71
(mg/L)
Fosfatos
Fluoretos
15,13
14,24
3,62
3,09
2,30
1,24
0,20
0,20
As informações químicas presentes no rótulo de vários
produtos permitem classificar o produto de várias formas, de
acordo com seu gosto, seu cheiro, sua aparência, sua
função, entre outras. As informações da tabela permitem
concluir que essa água é
a) gasosa.
b) insípida.
c) levemente azeda.
d) um pouco alcalina.
e) radioativa na fonte.
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6.
“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
(ENEM – 09) 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.
Dentre os materiais listados, quais são apropriados para
amenizar esse odor?
a) Álcool ou sabão.
b) Suco de limão ou álcool.
c) Suco de limão ou vinagre.
d) Suco de limão, leite ou sabão.
e) Sabão ou carbonato de sódio/barrilha.
CO2Na
Sal de ácido carboxílico
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 + OHUma 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.
b) mais eficiente em pH ácido.
c) mais eficiente em pH neutro.
d) eficiente em qualquer faixa de pH.
e) mais eficiente em pH ácido ou neutro.
7.
8.
(ENEM – 11) 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)
Hidroxiapatita
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 Ca2+, deslocando o
equilíbrio para a esquerda.
d) H+, que reage com as hidroxilas OH-, deslocando o
equilíbrío para a esquerda.
e) Ca2+, que reage com as hidroxilas OH-, deslocando o
equilíbrio para a esquerda.
(ENEM – 12) Uma dona de casa acidentalmente deixou cair
na geladeira a água proveniente do degelo de um peixe, o
que deixou um cheiro forte e desagradável dentro do
eletrodoméstico. Sabe-se que o odor característico de peixe
se deve às aminas e que esses compostos se comportam
como bases.
Na tabela são listadas as concentrações hidrogeniônicas de
alguns materiais encontrados na cozinha, que a dona de
casa pensa em utilizar na limpeza da geladeira.
Concentração
Material
de H3O+ (mol/L)
Suco de limão
10-2
Leite
10-6
Vinagre
10-3
Álcool
10-8
Sabão
10-12
Carbonato de sódio/ Barrilha
10-12
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9.
(ENEM – 13) Uma das etapas do tratamento da água é a
desinfecção, sendo a cloração o método mais empregado.
Esse método consiste na dissolução do gás cloro numa
solução sob pressão e sua aplicação na água a ser
desinfectada. As equações das reações químicas envolvidas
são:
Cl2(g) + 2 H2O(l)  HClO(aq) + H3O+(aq) + Cl–(aq)
HClO(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + ClO–(aq) pKa = – logKa = 7,53
A ação desinfetante é controlada pelo ácido hipocloroso,
que possui um potencial de desinfecção cerca de 80 vezes
superior ao ânion hipoclorito. O pH do meio é importante,
porque influencia na extensão com que o ácido hipocloroso
se ioniza.
Para que a desinfecção seja mais efetiva, o pH da água a
ser tratada deve estar mais próximo de
a) 0.
b) 5.
c) 7.
d) 9.
e) 14.
10. (ENEM – 13) A formação frequente de grandes volumes de
pirita (FeS2) em uma variedade de depósitos minerais
favorece a formação de soluções ácidas ferruginosas,
conhecidas como “drenagem ácida de minas”. Esse
fenômeno tem sido bastante pesquisado pelos cientistas e
representa uma grande preocupação entre os impactos da
mineração no ambiente. Em contato com oxigênio, a 25ºC, a
pirita sofre reação, de acordo com a equação química:
4 FeS2(s) + 15 O2(g) + 2 H2O(l)  2 Fe2(SO4)3(aq) + 2
H2SO4(aq)
FIGUEIREDO. B. R. Minérios e Ambientes. Campinas.
Unicamp. 2000.
Para corrigir os problemas ambientais causados por essa
drenagem, a substância mais recomendada a ser
adicionada ao meio é o
a) sulfeto de sódio.
b) cloreto de amônio
c) dióxido de enxofre.
d) dióxido de carbono.
e) carbonato de cálcio.
11. (ENEM – 14) Visando minimizar impactos ambientais, a
legislação brasileira determina que resíduos químicos
lançados diretamente no corpo receptor tenham pH entre
5,0 e 9,0. Um resíduo líquido aquoso gerado em um
processo industrial tem concentração de íons hidroxila igual
a 1,0 x 10-10 mol/L. Para atender a legislação, um químico
separou as seguintes substâncias, disponibilizadas no
almoxarifado da empresa: CH3COOH, Na2SO4, CH3OH,
K2CO3 e NH4Cl.
Para que o resíduo possa ser lançado diretamente no corpo
receptor, qual substância poderia ser empregada no ajuste
do pH?
a) CH3COOH
b) Na2SO4
c) CH3OH
d) K2CO3
e) NH4CI
QUESTÕES DAS PARTICULARES
1.
(FIP – 15.2) Na análise de uma amostra de vinagre,
determinou-se que a concentração de ácido acético, foi de
0,05 mol/L. Admitindo que o grau de ionização do ácido
acético é 2%, o potencial hidrogeniônico dessa solução é
de:
a) 3.
[email protected] 2
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b)
c)
d)
e)
“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
5.
2.
4.
1.
2.
(FCM – 09.2) As enzimas que catalisam as reações
químicas no corpo humano são sensíveis às variações do
pH dos fluidos corporais. No plasma sanguíneo o pH é
mantido entre 7,35 e 7,45 e qualquer variação abaixo ou
acima pode levar ao óbito. Se num fluido corporal a
concentração de íons OH- é 1,0 x 10-5, pode-se afirmar que
este fluido apresenta: (considere o Kw = 1 x 10-14)
a) pH = 5 e, portanto é básico
b) pH = 9 e, portanto é básico
c) pOH=5 e, portanto é ácido
d) pH = 9 e, portanto é ácido
e) pH = 7 e, portanto é neutro
3.
(FCM -06.2) Dados os líquidos biológicos:
Líquido
[H+]
[OH-]
Saliva
1,0 x 10-6 1,0 x 10-8
Sangue
1,0 x 10-7 1,0 x 10-7
Suco gástrico
1,0 x 10-2 1,0 x 10-12
Suco pancreático 1,0 x10-8 1,0 x 10-6
Podemos afirmar que:
a) O pH do sangue tem caráter mais ácido que o pH da
saliva;
b) O pH do suco pancreático tem caráter mais ácido do
que o pH do sangue;
c) O pH da saliva tem caráter mais básico do que o pH do
suco pancreático;
d) O pOH do suco gástrico tem caráter mais básico do que
o pOH do sangue;
e) O pOH do suco pancreático tem caráter mais básico do
que o pOH do sangue.
4.
5.
(FCM – 06.1) Analise a composição dos líquidos abaixo :
Líquido
[OH-]
A
1,0 x 10-9
B
1,0 x 10-6
C
1,0 x 10-4
D
1,0 x 10-10
Possuem caráter ácido, as substâncias
a) A, C
b) A, D
c) B, C
d) A, B
e) B, D
(FCM – 10.1) A água da chuva, mesmo em atmosferas não
poluídas, é naturalmente ácida, devido à reação do dióxido
de carbono com a água formando ácido carbônico, e
apresenta pH aproximadamente igual a 5,6 à 25oC. Em
atmosferas poluídas com trióxido de enxofre, formado na
atmosfera a partir da combustão de derivados do petróleo, a
água da chuva tem seu pH diminuído para valores em torno
de 4,0 à 25oC, devido a presença do ácido sulfúrico, que é
produzido pela reação do óxido com a água. Com base nas
informações e nas substâncias citadas no texto, marque a
alternativa correta.
a) A presença de trióxido de enxofre na atmosfera torna a
água da chuva menos ácida.
b) O ácido sulfúrico formado através da reação do trióxido
de enxofre com a água tem fórmula molecular igual a
H2SO3.
c) O ácido carbônico é um ácido mais forte que o ácido
sulfúrico, o que faz com que a água da chuva em
atmosferas não poluídas seja mais ácida que a
atmosfera da água da chuva em atmosferas poluídas.
d) As substâncias inorgânicas citadas no texto pertencem
às funções inorgânicas sal e óxido.
e) Ao comparar a água neutra com a água da chuva em
atmosferas poluídas, ambas a 25oC, verificamos que
essa última é 1000 vezes mais ácida.
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6.
(FCM – 10.1) Todos os sistemas vivos tendem ao estado de
equilíbrio dinâmico. Quando a um sistema em equilíbrio se
provoca uma perturbação, ele se desloca no sentido de
anular ou compensar o efeito dessa perturbação, atingindo
um novo estado de equilíbrio. Aplicando o Princípio de Le
Chatelier enunciado ao sistema reacional:
N2(g) + O2(g)
2 NO(g)
ΔH > 0
Pode-se dizer que o equilíbrio:
a) desloca-se para a direita, favorecendo a formação de
NO quando se aumenta a temperatura do sistema.
b) desloca-se para a esquerda quando se retira NO(g) do
sistema.
c) desloca-se para a direita, formando mais N2(g) e O2(g)
quando de diminui a pressão do sistema.
d) desloca-se para a esquerda quando se aumenta a
temperatura do sistema.
e) não sofre modificação alguma por qualquer modificação
imposta.
7.
(FCM – 11.1) Quando se dissolve um sal em água, ocorre
uma reação chamada hidrólise e obtém-se uma solução que
pode apresentar diferentes valores de pH dependendo do
tipo do sal que foi dissolvido. Dessa maneira, soluções
aquosas obtidas pela dissolução dos sais NaHCO3, NH4Cl e
KNO3 são básica, ácida e neutra respectivamente. Isto pode
ser explicado devido ao fato de que:
a) na hidrolise do carbonato ácido de sódio (NaHCO 3) os
íons OH- se acumulam em solução tornando a [OH-] >
[H+] e pH menor que 7.
b) a dissolução do nitrato de potássio (KNO3) não interfere
no equilíbrio de ionização da água o que confere à
solução uma concentração de [OH-] = [H+] = 7.
c) após a dissolução dos sais, a reação de ionização da
água não interfere no pH da solução resultante.
d) na hidrólise do carbonato ácido de sódio (NaHCO3), o
ácido que se forma é instável, acumulando íons Na+,
conferindo assim à solução um pH básico.
e) quando o cloreto de amônio (NH4Cl) se dissolve em
água ocorre a formação de uma base fraca, diminuindo
a concentração de íons OH- e portanto dando à solução
um caráter ácido.
8.
(FCM – 11.1) O sulfato de bário e o carbonato de bário são
sais de bário pouco solúveis, brancos, mas que apresentam
toxicidades diferentes para o organismo humano. Enquanto
o sulfato é usado como contraste em radiografias do
aparelho digestivo, o carbonato pode causar a morte se
ingerido, sendo usado como veneno para ratos. Os
equilíbrios de solubilidade e suas constantes de equilíbrio
aproximadas são apresentados abaixo:
BaSO4(s) ⇌ Ba2+(aq) + SO42-(aq) KPS= 1 x 10-10
BaCO3(s) ⇌ Ba2+(aq) + CO32-(aq) KPS= 8,1 x 10-9
A partir das informações dadas analise as afirmativas:
I.
A
solubilidade
do
carbonato
de
bário
é
aproximadamente 9 vezes maior que a do sulfato de
bário.
II. A concentração dos íons de bário em uma solução
aquosa de carbonato de bário é 9 x 10-5.
III. A solubilidade em água do sulfato de bário é maior que
a do BaCO3 pois o valor de seu KPS é maior.
IV. Quanto maior o valor do KPS para sais que liberam o
mesmo número de íons para a solução, maior a
solubilidade deste sal.
São corretas as afirmativas:
a) I e II apenas.
b) II e III apenas.
c) III e IV apenas.
d) I, II e IV.
e) I, II, III e IV.
9.
(FCM – 11.2) O estômago produz ácido clorídrico para
auxiliar na digestão dos alimentos, numa concentração de
0,1 mols de H+ por litro de solução. É protegido dos efeitos
corrosivos deste ácido por um revestimento mucoso, mas,
úlceras podem ocorrer por excesso do ácido secretado, por
uma fraqueza no revestimento digestivo ou ainda por
[email protected] 3
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“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
infecções bacterianas. Para neutralizar o excesso do ácido
são usadas substâncias chamadas antiácidas como o
carbonato de cálcio, o hidróxido de alumínio, o bicarbonato
de sódio, o hidróxido de magnésio entre outras.
Considerando as informações contidas no enunciado, a
afirmativa correta é:
a) Se o pH da solução ácida é 1, para neutralizá-lo serão
necessários 0,05 mols de Mg(OH)2 por litro de solução.
b) As substâncias destacadas no texto, Al(OH) 3 e
Mg(OH)2, são classificadas como bases fortes e
solúveis em água.
c) Os sais carbonato de cálcio e bicarbonato de sódio são
sais ácidos, isto é, quando dissolvidos em água
fornecem soluções com pH < 7.
d) A reação de neutralização entre o HCl e CaCO3 não
ocorre, pois haverá a formação de outro sal e outro
ácido.
e) Os sais inorgânicos citados no texto são neutros, isto é,
não podem ser utilizados para neutralizar ácidos, pois
sua solução aquosa apresenta pH = 7.
10. (FCM – 12.1) Fluidos biológicos, tanto intra quanto
extracelulares contém moléculas como proteínas, ácidos
nucléicos, lipídeos, bem como moléculas orgânicas
pequenas que mantem o pH fisiológico adequado para que
as reações bioquímicas ocorram no organismo. O pH do
sangue é controlado em 7,4 devido aos dois equilíbrios
representados abaixo
(1) CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(g)
(2) H2CO3(g)  H+(aq) + HCO3-(aq)
Um paciente apresentou acidose sanguínea (pH ≤ 7,1)
quando apresentou uma doença pulmonar obstrutiva que
impedia uma eficiente eliminação de CO2. A este paciente
foi administrado NaHCO3 intravenoso que, a curto prazo,
aliviou o desequilíbrio ácido-base do sangue.
Analise as afirmações abaixo:
I.
A adição de NaHCO3 desloca o equilíbrio (2) no sentido
de liberar CO2, aumentando o pH do sangue até que
outras medidas corrijam o problema fisiológico
apresentado.
II. Como o ácido carbônico é um ácido inorgânico instável,
não é possível, quando um excesso de H+ produzido
metabolicamente ocorre, aumentar o valor do pH do
sangue, pois ele se dissocia apenas em CO2 e H2O.
III. A reação global do processo tamponante do sangue
pode ser representada por CO2(g) + H2O(l)  H+(aq) +
HCO3-(aq).
Assim, para reduzir o pH do sangue e salvar o paciente,
basta administrar uma solução de uma base inorgânica tipo
NaOH.
Está(ão) correta(as) as afirmações:
a) apenas I.
b) I e II.
c) I e III.
d) II e III.
e) apenas III.
11. (FIP – 15.1) Para a medicina e a biologia é muito importante
o conceito de meios aquosos tamponados. As soluções
tampão podem ser ácidas ou básicas e são usadas sempre
que se necessita de um meio com pH aproximadamente
constante.
Uma solução tampão é ácida, quando formada por um ácido
a) forte e um sal formado pela reação desse ácido com
uma base fraca.
b) fraco e um sal formado pela reação desse ácido com
uma base forte.
c) qualquer e um sal formado pela reação desse ácido
com uma base forte.
d) qualquer e um sal formado pela reação desse ácido
com uma base fraca.
e) fraco e um sal formado pela reação de um ácido
qualquer com uma base forte.
12. (FIP – 14) Os sais, quando dissolvidos em água, formam
soluções com valores de pH maior, menor ou igual a 7
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(sete). A água sanitária que usamos em casa é uma solução
aquosa do sal hipoclorito de sódio.
Podemos afirmar que a água sanitária tem um :
a) pH>7, sendo portanto uma solução básica.
b) pH<7, sendo portanto uma solução ácida.
c) pH=7, sendo portanto uma solução neutra.
d) pH<7, sendo portanto uma solução básica.
e) pH>7, sendo portanto uma solução ácida.
13. (FCM – 12.1) A niacina, ácido nicotínico, uma das vitaminas
B, é utilizada para a produção de coenzimas importantes em
reações metabólicas. Está presente na carne, leite e ovos e
quando insuficiente no organismo causa uma doença
chamada pelagra. Sua estrutura molecular
está
representada abaixo.
O
OH
N
NIACINA
Uma solução 0,020 mol/L de niacina apresenta pH = 3,26.
Sobre esta solução pode-se afirmar corretamente que:
(Dado: 10-3,26 = 5,5 x 10-4).
a) nesta solução a niacina, que é um ácido fraco, se
encontra 27,5% ionizada.
b) numa solução na qual a concentração da niacina é
igual a da sua base conjugada, a [H+] será
aproximadamente 1,5 x 10-5.
c) a constante de ionização deste eletrólito é 1,5 x 10-6.
d) a concentração de [OH-] na solução do ácido será
maior que 7.
e) variando a concentração da solução deste ácido, o grau
de ionização permanecerá constante.
14. (FIP – 15.1) Pelo Princípio de Le Chatelier, um sistema em
equilíbrio, pode sofrer alterações, devido a variações de
concentração, de
pressão e de temperatura. Estas
alterações vêm sempre no sentido de compensar a
perturbação sofrida, restaurando o equilíbrio do sistema.
Assim, pelo Princípio de Le Chatelier, quando ocorre
a) uma diminuição da pressão sobre o sistema, a reação
se desloca no sentido que alivia a pressão.
b) um aumento da temperatura do sistema, este é
deslocado no sentido que ocorre a reação exotérmica.
c) uma diminuição da temperatura do sistema, este é
deslocado no sentido em que ocorre a reação
endotérmica.
d) uma diminuição da concentração de uma das
substâncias, o equilíbrio se desloca no sentido da
formação desta substância.
e) um aumento da concentração de uma das substâncias,
o equilíbrio se desloca no sentido em que essa
substância é consumida.
15. (FCM - 10.1) A água da chuva, mesmo em atmosferas não
poluídas, é naturalmente ácida, devido à reação do dióxido
de carbono com a água formando ácido carbônico, e
apresenta pH aproximadamente igual a 5,6 à 25oC. Em
atmosferas poluídas com trióxido de enxofre, formado na
atmosfera a partir da combustão de derivados do petróleo, a
água da chuva tem seu pH diminuído para valores em torno
de 4,0 à 25oC, devido a presença do ácido sulfúrico, que é
produzido pela reação do óxido com a água. Com base nas
informações e nas substâncias citadas no texto, marque a
alternativa correta.
a) A presença de trióxido de enxofre na atmosfera torna a
água da chuva menos ácida.
b) O ácido sulfúrico formado através da reação do trióxido
de enxofre com a água tem fórmula molecular igual a
H2SO3.
c) O ácido carbônico é um ácido mais forte que o ácido
sulfúrico, o que faz com que a água da chuva em
[email protected] 4
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d)
e)
“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
atmosferas não poluídas seja mais ácida que a
atmosfera da água da chuva em atmosferas poluídas.
As substâncias inorgânicas citadas no texto pertencem
às funções inorgânicas sal e óxido.
Ao comparar a água neutra com a água da chuva em
atmosferas poluídas, ambas a 25oC, verificamos que
essa última é 1000 vezes mais ácida.
16. (FSM – 13.1) Calcule o pH de uma solução de um
monoácido HA que está 0,05% ionizado, sendo a sua
constante de ionização igual 2x10-7. (log 4 = 0,6)
Assinale a alternativa correta.
a) pH = 3,4
b) pH = 4,3
c) pH = 5,3
d) pH = 5,5
e) pH = 2,5
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Equilíbrio Molecular
01 - (UNESP SP)
Leia a notícia publicada em janeiro de 2013.
China volta a registrar níveis alarmantes de poluição
atmosférica
Névoa voltou a encobrir céu de cidades chinesas, como a
capital Pequim.
Governo chinês emitiu alerta à população para os próximos
dias.
(g1.globo.com)
O carvão mineral é a principal fonte de poluição do ar na
China. Diariamente, o país queima milhões de toneladas de
carvão para produzir energia elétrica, aquecer as casas e
preparar alimentos. Além do carvão, o aumento do número
de carros movidos a gasolina tem papel significativo no
agravamento da poluição atmosférica.
Entre as substâncias que poluem o ar da China estão o
SO2 e compostos relacionados. Considere as equações
seguintes:
(1) 2 SO2 (g) + O2 (g) 
 2 SO3 (g)
(2) SO3 (g) + H2O (g)  H2SO4 (g)
Escreva a equação química que expressa a constante de
equilíbrio para a reação (1). Sabendo que uma usina de
geração de energia elétrica movida a carvão liberou SO 2
suficiente para formar 1 kg de SO3 e considerando a reação
(2), calcule a massa de H2SO4, em g, que se forma quando
há vapor de água suficiente para reagir completamente com
a quantidade de SO3 liberada pela usina.
02 - (UEG GO)
Em um recipiente fechado, o nitrogênio e o hidrogênio
podem reagir entre si levando à formação de amônia. A
equação química do processo está descrita a seguir.
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
De posse dessas informações e os seus conhecimentos
adicionais sobre química, responda aos itens a seguir.
a)
Quando o volume do recipiente for reduzido à metade,
o equilíbrio químico será deslocado em qual sentido?
Explique.
b)
Se 2 mols de nitrogênio estiverem em um recipiente
de 4L e for completamente convertido no produto em
uma temperatura de 47 ºC, qual será a pressão de
amônia exercida no sistema?
Dado: R = 0,082 atm.L.K–1.mol–1
03 - (UFRN)
O equilíbrio químico se caracteriza por ser uma dinâmica em
nível microscópico. Para se ter uma informação quantitativa
da extensão do equilíbrio químico, usa-se a grandeza
constante de equilíbrio.
Considere a tirinha a seguir.
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Aplicada ao equilíbrio químico, a idéia que o personagem
tem sobre equilíbrio
a) é correta, pois, no equilíbrio químico, metade das
quantidades sempre é de produtos, e a outra metade é
de reagentes.
b) não é correta, pois, no equilíbrio químico, as
concentrações de produtos e as de reagentes podem
ser diferentes, mas são constantes.
c) é correta, pois, no equilíbrio químico, as concentrações
de reagentes e as de produtos sempre são iguais,
desde que o equilíbrio não seja perturbado por um
efeito externo.
d) não é correta, pois, no equilíbrio químico, as
concentrações dos produtos sempre são maiores que
as dos reagentes, desde que o equilíbrio não seja
afetado por um fator externo.
04 - (Unioeste PR)
Um equilíbrio químico e estabelecido quando
a) uma reação química cessa.
b) somente a velocidade da reação de formação torna-se
constante.
c) a concentração dos produtos e a dos reagentes
permanecem constantes.
d) a concentração dos produtos e dos reagentes são
iguais.
e) a temperatura torna-se constante.
05 - (UFOP MG)
A propanona (C3H6O) pode ser produzida a partir do 2propanol (C3H8O), utilizando-se um catalisador à base de
zinco e cobre, de acordo com a seguinte equação:
C3H8O(g)  C3H6O(g) + H2(g)
Assinale a alternativa cujo gráfico melhor representa a
variação das velocidades das reações direta e inversa
quando o 2-propanol reage para formar uma mistura em
equilíbrio com propanona e hidrogênio.
a)
b)
c)
d)
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“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
06 - (UFMG)
A uma temperatura elevada, 10 mol de PCl5 (g) foram
adicionados a um recipiente, que, imediatamente, foi
fechado e mantido em temperatura constante. Observou-se,
então, que o PCl5 (g) se decompôs, transformando-se em
PCl3 (g) e Cl2 (g).
A quantidade de matéria de PCl5 (g), em mol, variou com o
tempo, até o sistema alcançar o equilíbrio, como mostrado
neste quadro:
Tempo Quantidade de matéria
de PCl5 /mol
t1
10
t2
6
t3
4
t4
4
Considerando-se essas informações, é CORRETO afirmar
que,
a) em qualquer instante após t1, a pressão do sistema é
maior que em t1.
b) em qualquer instante, as reações direta e inversa têm
velocidades iguais.
c) no equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual a
zero.
d) no equilíbrio, a quantidade de matéria das três
substâncias é igual.
07 - (UEFS BA)
2SO2(g) + O2(g)


2SO3(g)
Quando todas as substâncias participantes do equilíbrio
químico são gasosas, pode-se utilizar a expressão da
constante de equilíbrio, Keq, em termos de concentração
em molL–1, porém é mais comum usar as pressões parciais
em lugar desse tipo de concentração. Essa expressão pode
ser utilizada em relação ao sistema em equilíbrio,
representado, mantido em um recipiente fechado sob
pressão de 6,0atm, constituído de 0,20mol de SO2(l),
0,80mol de O2(g) e 1,00mol de SO3(g).
Considerando-se essas informações, é correto afirmar
sobre as características desse sistema em equilíbrio
químico que a
a)
pressão parcial do oxigênio no sistema é a metade da
pressão parcial de SO2(g).
b)
pressão parcial de SO2(g), na mistura gasosa em
equilíbrio, é igual a 0,6atm.
c)
fração em mol do SO3(g), no sistema em equilíbrio, é
igual a 0,1.
d)
constante de equilíbrio do sistema, Kp, é igual a
2,1atm.
e)
constante de equilíbrio Keq é igual a Kp/RT.
08 - (Unimontes MG)
As reações I e II encontram-se representadas pelas
equações:
I. H2O(g) + CO(g) 
K1 = 1,6
 H2(g) + CO2(g)
II. FeO(s) + CO(g)


Fe(s) + CO2(g)
Para a reação Fe(s) + H2O(g)


K2 = 0,67
FeO(s) + H2(g), pode-se
afirmar que o valor da constante de equilíbrio, K3, é:
a)
1,1.
b)
0,9.
c)
2,7.
d)
2,4.
09 - (ACAFE SC)
Dois litros de ácido etanóico (1,0 mol/L) foram misturados
com dois litros de etanol (1,0 mol/L). Estabelecido o
equilíbrio, 60% do álcool foi esterificado.
O nome do éster formado e o valor de Kc desse equilíbrio
são:
a)
metanoato de metila e 1,88.
b)
etanoato de etila e 0,44.
c)
etanoato de etila e 2,25.
d)
etanoato de etila e 0,53.
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10 - (Unicastelo SP)
Em solução aquosa, sob determinadas condições, ocorre o
seguinte equilíbrio químico de isomerização entre glicose e
frutose:
Glicose (aq) 
 Frutose (aq) ; Kc = 0,43
Sendo assim, caso a concentração de glicose nesse
equilíbrio seja de 0,7 mol/L, a concentração de frutose, em
mol/L, será
a)
0,6.
b)
0,7.
c)
0,3.
d)
0,8.
e)
0,5.
11 - (UEPA)
Até o início do século XX, a principal fonte natural de
compostos nitrogenados era o NaNO3 (salitre do Chile), que
resultava da transformação de excrementos de aves
marinhas em regiões de clima seco, como acontece no
Chile. O salitre natural não seria suficiente para suprir a
necessidade atual de compostos nitrogenados. Assim a
síntese do amoníaco, descrita abaixo, solucionou o
problema da produção de salitre:
N2(g) + 3H2(g) 
 2NH3(g)
Considerando que em um sistema, a mistura dos gases tem
pressões parciais de 0,01atm, 0,1atm e 0,5atm para o NH 3,
H2 e N2, respectivamente, em altas temperaturas, o valor de
Kp é igual a:
a)
0,15
b)
0,18
c)
0,20
d)
0,24
e)
0,25
12 - (UEFS BA)
N2O4(g)  2NO2(g)
Equilíbrio químico é a situação na qual as concentrações de
participantes de uma reação não se alteram em razão de as
reações direta e inversa se processarem à mesma
velocidade.
A reação de decomposição do óxido de nitrogênio (IV) é
representada pelo sistema fechado em equilíbrio químico,
em um recipiente de 1,0L, onde inicialmente estavam
presentes 5,0mol desse óxido. Uma vez estabelecido o
equilíbrio, restou 1,3mol do reagente.
De acordo com essas informações sobre o sistema em
equilíbrio químico dinâmico, representado pela equação
química, é correto afirmar:
a) A concentração de NO2(g) no equilíbrio químico é
3,7molL–1.
b) O valor numérico da constante de equilíbrio, Keq, é
igual a 42molL–1.
c)
O estado de equilíbrio dinâmico é atingido ao reagir
1,3mol de N2O4(g).
d) O grau de equilíbrio para a reação de decomposição
de N2O4(g) é 70%.
e) A pressão parcial de N2O4(g) no equilíbrio químico não
é alterada com o aumento de pressão sobre o sistema.
13 - (FCM MG)
Em dois frascos fechados de 1,0 L, na mesma temperatura,
foram colocados ozônio.
Frasco I – 0,10 mol de ozônio, O3.
Frasco II – 0,50 mol de ozônio, O3.
O ozônio se decompôs em oxigênio molecular a
temperatura constante, estabelecendo-se o equilíbrio
descrito pela equação
2 O3(g)  3 O2(g)
Em relação a esses sistemas em equilíbrio, a afirmativa
ERRADA é:
a)
A razão [O3]2 / [O2]3 no frasco II é o inverso da razão
[O2]3 / [O3]2 no frasco I.
b)
A concentração de O2 no frasco II é maior do que no
frasco I.
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c)
d)
“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
A razão [O2]3 / [O3]2 é maior no frasco II do que no
frasco I.
A quantidade de O2 no frasco II é maior do que no
frasco I.
a)
b)
14 - (IFGO)
A amônia pode ser obtida através do processo Haber, o
qual pode ser representado de maneira simplificada através
da equação química abaixo:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g); H = - 26,2 kcal
Considerando que a reação esteja em equilíbrio, é correto
afirmar:
a)
Aumentando a temperatura do sistema, a quantidade
de NH3 aumentará.
b)
Retirando N2 do sistema, a quantidade de H2 irá
diminuir.
c)
Mantendo a pressão do sistema constante, a
quantidade de NH3 aumentará.
d)
Alterando a temperatura do sistema, a constante de
equilíbrio para a reação não alterará.
e)
Refrigerando o sistema, a produção de amônia
aumentará.
15 - (UDESC SC)
Para a reação em equilíbrio N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
H = –22 kcal; assinale a alternativa que não poderia ser
tomada para aumentar o rendimento do produto.
a)
Aumentar a concentração de H2
b)
Aumentar a pressão
c)
Aumentar a concentração de N2
d)
Aumentar a temperatura
e)
Diminuir a concentração de NH3
16 - (UFT TO)
O Princípio de Le Chatelier diz que “Quando uma
perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio
dinâmico, ele tende a ajustar para reduzir ao mínimo o
efeito da perturbação." Considere uma mistura de quatro
gases, NH3, O2, NO e H2O, colocada em um reator,
atingindo o equilíbrio conforme a reação
4NH3 (g) + 5O2 (g) 
H < 0
 4NO (g) + 6H2O (g)
Qual das afirmações a seguir é INCORRETA?
a)
Se adicionar certa quantidade de NH3, a concentração
de NO aumenta porque o equilíbrio se desloca para a
direita.
b)
Se aumentar a pressão total do sistema, a
concentração de H2O diminui porque o equilíbrio se
desloca para a esquerda
c)
Se remover certa quantidade de NO, a concentração
de O2 diminui porque o equilíbrio se desloca para a
direita.
d)
Se aumentar a temperatura do sistema, a
concentração de NH3 aumenta porque o equilíbrio se
desloca para a esquerda.
e)
Se adicionar um catalisador, a concentração de H2O
aumenta porque o equilíbrio se desloca para a direita.
17 - (UEPA)
Um bom exemplo de um combustível mais limpo e
renovável é o Biodiesel. Este pode ser obtido através da
reação entre um álcool e um óleo vegetal por
transesterificação. Outro produto dessa reação é o glicerol
que deve ser minimizado, pois quanto maior sua
quantidade no produto da reação, menor será o rendimento
do éster formado. A reação de equilíbrio químico realizada
na presença de um ácido ou base pode ser descrita
simplificadamente a seguir:
c)
d)
e)
A utilização de excesso de álcool faz o equilíbrio se
deslocar no sentido dos produtos, proporcionando
melhor rendimento na produção do biodiesel
(ésteres).
O excesso de álcool deslocará a reação no sentido
dos reagentes, diminuindo a produção de glicerol.
No processo, a relação estequiométrica entre os
triglicerídeos e o álcool é 3:1, segundo a reação
acima.
No processo, o excesso de triglicerídeos (óleo
vegetal) desloca o equilíbrio químico no sentido de
formação de mais álcool.
No processo, a retirada de ésteres (biodiesel),
deslocará o equilíbrio químico no sentido dos
reagentes.
18 - (UEFS BA)
SiO2(s) + 3C(s)
SiC(s) + 2CO(g)
O carbeto de silício é infusível e possui dureza de 9,5 na
escala de Mohs. É empregado como abrasivo e como
material refratário em fornos que suportam temperaturas
elevadas. Essa substância química pode ser produzida, de
forma resumida, a partir da reação química entre areia e
excesso de coque, de acordo com a equação química que
representa o sistema em equilíbrio químico.
Considerando-se o sistema em equilíbrio químico
representado pela equação química no processo de
produção do carbeto de silício, é correto afirmar:
a) A diminuição da temperatura e o uso de coque em
excesso não causam interferências sobre o
rendimento do processo de produção do carbeto de
silício.
b) A adição de CO(g) ao sistema representado pela
equação química não causa alteração nas
quantidades de reagentes envolvidos na reação
química.
c)
As alterações de pressão sobre o sistema em
equilíbrio químico não influem sobre a pressão de
CO(g).
d) O carbeto de silício é um composto iônico de retículo
cristalino de forma geométrica piramidal.
e) A constante de equilíbrio químico, Kp, desse sistema é
igual à expressão (pCO)2.
19 - (UECE)
O óxido nítrico é um gás incolor que pode resultar de uma
reação no interior de máquinas de combustão interna e, ao
ser resfriado no ar, é convertido a dióxido de nitrogênio, um
gás de cor castanha, que irrita os pulmões e diminui a
resistência às infecções respiratórias, conforme a reação:
2 NO(g) + O2(g)  2 NO2(g) H <0
Considerando o sistema acima em equilíbrio, é correto
afirmar-se que a produção de dióxido de nitrogênio será
favorecida quando se
a)
adicionar um catalisador.
b)
aumentar a pressão.
c)
elevar a temperatura.
d)
retirar oxigênio.
20 - (IBMEC RJ)
Num recipiente fechado, de volume constante, hidrogênio
gasoso reage com excesso de carbono sólido, formando
gás metano, como descrito na equação:
C(s) + 2H2(g)  CH4(g)
Essa reação foi realizada em duas temperaturas, 800 a 900
K e, em ambos os casos, a concentração de metano foi
monitorada, desde o inicio do processo, até certo tempo
após o equilíbrio ter sido atingido. O gráfico apresenta os
resultados desse experimento:
Avalie o processo de obtenção do Éster (biodiesel) e
assinale a opção correta.
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Química Solucionada
“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
Após as informações, foram feitas algumas considerações.
Assinale a alternativa que indica considerações corretas:
I.
A adição de mais carbono, após o sistema atingir o
equilíbrio, favorece a formação de mais gás metano.
II.
A reação de formação do metano é exotérmica.
III. O número de moléculas de metano formada é o
mesmo de moléculas de hidrogênio consumidas na
reação.
IV. O resfriamento do sistema em equilíbrio de 900 K
para 800K provoca uma diminuição da concentração
de metano.
a)
I
b)
II
c)
I e II
d)
II e III
e)
III
21 - (FMABC SP)
A emissão do óxido nítrico (NO) na atmosfera é uma das
preocupações ambientais nas grandes cidades. O óxido
nítrico é formado a partir da reação entre o nitrogênio e o
oxigênio, que pode ser representada pela equação a seguir.
N2(g) + O2(g)  2 NO(g) Hº = +180,5 kJ
Determinada massa (m) de NO é obtida sob pressão de 2
atm e temperatura de 500 K, após um sistema contendo ar
atmosférico entrar em equilíbrio químico. Para estudar o
equilíbrio da reação, um estudante sugere algumas
alterações neste sistema.
I.
Aumentar a temperatura do sistema em 1000 K,
mantendo a pressão em 2 atm.
II. Reduzir o volume do recipiente, aumentando a
pressão dos gases, mas mantendo a temperatura em
500 K.
III. Adicionar um catalisador adequado para a reação,
sem alterar as condições de temperatura e pressão.
Ao comparar a massa de NO obtida em cada sistema (mI,
mII e mIII) com a massa m, após atingido o estado de
equilíbrio, são verificadas as seguintes relações
a) m < mI, m < mII, m < mIII.
b) m > mI, m > mII, m > mIII.
c) m < mI, m = mII, m = mIII.
d) m = mI, m = mII, m > mIII.
e) m < mI, m > mII, m = mIII.
22 - (FCM MG)
Algumas reações químicas ocorrem em grande extensão,
isto é, a maioria dos reagentes se transformam em
produtos. Outras quase não ocorrem. Mas todas,
eventualmente, alcançam o estado de equilíbrio, desde que
em condições apropriadas.
Em relação ao equilíbrio químico, a alternativa ERRADA é:
a)
O estado de equilíbrio só pode ser perturbado por
ação de um agente externo.
b)
O estado de equilíbrio só existe em sistemas fechados
com a temperatura constante.
c)
O estado de equilíbrio só pode ser alcançado a partir
dos reagentes no sistema fechado.
d)
A constante de equilíbrio nas reações que ocorrem
em grande extensão é maior do que 1.
23 - (ACAFE SC)
Considere que o equilíbrio químico genérico abaixo (sob
temperatura constante) tenha um Kc = 1,5.
A+B  C+D
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Em um determinado instante, a situação era: [A] = 1,0
mol/L, [B] = 1,2 mol/L, [C] = 0,6 mol/L, [D] = 0,8 mol/L.
Baseado nas informações fornecidas é correto afirmar,
exceto:
a)
Uma vez o equilíbrio estabelecido, a adição de um
catalisador não altera o valor de Kc.
b)
No instante abordado, o sistema caminha para o
equilíbrio e a velocidade da reação inversa deve ser
maior que a reação direta.
c)
No instante abordado, o sistema caminha para o
equilíbrio e a velocidade da reação inversa deve ser
menor que a reação direta.
d)
No instante abordado o sistema ainda não atingiu o
equilíbrio.
TEXTO: 1 - Comum à questão: 24
As estalactites são formações que ocorrem em tetos de
cavernas, ao longo dos anos, em função da decomposição
do bicarbonato de cálcio dissolvido na água que, após
evaporação desta, leva à cristalização do carbonato de
cálcio, segundo a equação química 1, representada abaixo.
Eq.1: Ca(HCO3)2(aq)  CaCO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
A dissolução de CaCO3(s) em água (equação química 2) é
muito baixa e é uma das etapas de formação de estalactite.
A dissociação iônica do carbonato de cálcio está
representada na equação química 3.
Equação 2: CaCO3(s)  CaCO3(aq)
Equação 3: CaCO3(aq)  Ca2+(aq) + CO2–3(aq)
24 - (UEPA)
Analisando as reações de equilíbrio representadas pelas
equações 2 e 3, a alternativa correta é:
a)
na equação 2, a velocidade de dissolução é maior do
que a de precipitação.
b)
na equação 3, a adição de CaCO3(aq) desloca o
equilíbrio para a direita.
c)
a constante de equilíbrio Kc da equação 3 é
Kc 
2[Ca 2 (aq)][CO 32 (aq)]
[CaCO 3 (aq)]
d)
a constante de equilíbrio Kc da equação 3 é
[CaCO 3 (aq)
Kc 
2
2[Ca (aq)][CO 32 (aq)]
e)
na equação 2, a velocidade de dissolução é diferente
da de precipitação.
TEXTO: 2 - Comum à questão: 25
Os oceanos da Terra estão ficando mais ácidos a uma taxa
que parece não ter precedentes nos últimos 300 milhões de
anos. Uma notícia nada agradável para a vida marinha e
para a economia humana que depende dela. Estudos
realizados pela Universidade de Columbia, nos Estados
Unidos, consideraram que a rapidez das alterações
químicas nos oceanos atuais é única. A causa é o dióxido
de carbono, CO2(g), substância química que a humanidade
lança em quantidades cada vez maiores na atmosfera, ao
queimar combustíveis fósseis. Cerca de metade de CO 2(g)
emitido no Planeta acaba sendo absorvido pelos oceanos
e, ao reagir com a água, produz a diminuição da
alcalinidade do mar.
A mudança na alcalinidade da água do mar é suficiente
para que haja diminuição da quantidade de íons carbonato
disponíveis na água. Criaturas tão diferentes, como corais,
ostras, algas e estrelas do mar, têm dificuldade para
construir seu próprio organismo e podem até perder parte
dele. O ritmo atual de acidificação é dez vezes mais veloz.
Se as emissões de CO2 continuarem como estão, uma
mudança, como a do Eoceno — período geológico da Era
Terciária —, um fenômeno que há 56 milhões de anos
levou 5000 anos para se consumar, extinguindo
organismos marinhos, ocorrerá até o fim do século.
(LOPES, 2012).
[email protected] 8
Química Solucionada
“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
25 - (Unifacs BA)
CO2(g) + H2O(l)  CO2(aq)
CaCO3(s) + CO2(aq)  Ca(HCO3)2(aq)
Em relação às informações do texto sobre a acidez dos
oceanos produzida pelo dióxido de carbono, CO2(g),
lançado na atmosfera em decorrência de ações antrópicas,
com base no sistema em equilíbrio químico representado
pelas equações químicas, é correto afirmar:
01. O dióxido de carbono, CO2(g), corrói conchas e
esqueletos de animais marinhos em razão da sua
acidez.
02. A adição de óxido de cálcio, CaO(aq), à água é uma
das formas utilizadas para diminuir a acidez dos
oceanos.
03. As alterações na concentração de íons hidrogenocarbonato não interferem na deposição de carbonato
de cálcio.
04. O aumento de formação de carbonato de cálcio no
leito dos mares é consequência do aumento da
concentração de CO2(aq) nos oceanos.
05. O aumento na absorção de CO2(aq) pela atividade
fotossintética de algas marinhas implica proteção
crescente a carapaças e conchas de organismos
marinhos.
GABARITO:
1) Gab: K C 
[SO 3 ] 2
[SO 2 ] 2  [O 2 ]
x = 1 225 g
2) Gab:
a)
Pelo princípio de Le Chatelier, com a redução do volume
de um sistema reacional, o equilíbrio químico da reação
será deslocado para o sentido de menor volume.
Portanto, pela estequiometria da reação, nesse caso, o
equilíbrio será deslocado no sentido de formação de
amônia (NH3).
b)
P = 26,24 atm
3) Gab: B; 4) Gab: C; 5) Gab: D; 6) Gab: A; 7) Gab: B; 8) Gab: D
9) Gab: C; 10) Gab: C; 11) Gab: C; 12) Gab: B; 13) Gab: C;
14) Gab: E; 15) Gab: D; 16) Gab: E; 17) Gab: A; 18) Gab: E
19) Gab: B; 20) Gab: B; 21) Gab: C; 22) Gab: C; 23) Gab: B
24) Gab: B; 25) Gab: 05.
Equilíbrio Iônico
01 - (PUC RJ)
Sobre os ácidos fracos em solução aquosa, avalie as duas
situações abaixo e faça o que se pede.
a)
Uma quantidade igual a 0,10 mol de um ácido
monoprótico fraco de fórmula geral HX é dissolvida
em água formando 100,0 mL de solução. O valor de
pH da solução é igual a 5,0 medido a 25 ºC. Calcule o
valor da constante de ionização do ácido, Ka, em água
com dois algarismos significativos.
b)
O ácido sulfídrico, H2S, é um gás que pode ser
solubilizado em água. Escreva as equações de
dissociação desse ácido em água e as expressões
para as duas constantes de ionização desse ácido.
02 - (PUC RJ)
Uma das reações mais comuns é a de neutralização de um
ácido inorgânico forte. Por exemplo, uma solução aquosa
de ácido clorídrico é neutralizada por carbonato de sódio
conforme mostrado na equação abaixo:
Dado: M(Na2CO3) = 106 g/mol
HCl(aq) + Na2CO3(s)  Produtos
Considerando essa reação, seus reagentes e produtos,
faça o que se pede.
a)
Antes de ser dissolvido em água, o ácido clorídrico é
um gás corrosivo.
Escreva o tipo de ligação que existe entre os átomos
dos elementos H e Cl no HCl gasoso.
b)
Considerando excesso de HCl e a reação completa
com o carbonato de sódio, calcule a quantidade de
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c)
matéria, em mol, do produto gasoso produzido a partir
de 5,3 g do sal.
A água é um produto da reação e se ioniza muito
pouco a ponto de o valor da constante de ionização, a
25 ºC, ser 1 x 10–14.
Escreva a expressão da constante de ionização da
água líquida em função das concentrações, em
quantidade de matéria (mol/L), das espécies iônicas.
03 - (Unioeste PR)
Os ácidos orgânicos estão muito presentes em nossa vida
diária, seja na nossa alimentação ou como para a produção
de algum produto cosmético. Porém, deve-se tomar muito
cuidado ao manuseá-los para evitar algum perigo à pele.
Para sabermos o quanto este ácido é perigoso, os químicos
têm uma propriedade que se chama índice de acidez.
Abaixo temos alguns ácidos e seus respectivos pKa:
O
O
O
OH
OH
HO
O
ácido Oxálico
pka = 1,2
HO
ácido glicólico
pka = 3,83
HO
ácido acético
pka = 4,76
Com relação a esses ácidos e seus respectivos pKa, podese dizer que
a)
o ácido acético é mais ácido que o ácido oxálico.
b)
o ácido acético é mais ácido que o ácido glicólico.
c)
o ácido oxálico é mais ácido que o ácido glicólico.
d)
pelos valores que pKa apresentados, nenhum dos
três compostos pode ser considerado ácido.
e)
o ácido oxálico é mais ácido que o ácido acético, que
por sua vez é mais ácido que o ácido glicólico.
04 - (UFPA)
A acidez é um conceito fundamental em química. Segundo
a teoria de Arrhenius, um ácido é uma substância que em
solução aquosa libera íons H+. Entretanto, substâncias
ácidas diferentes, como o ácido clorídrico (HCl) e o ácido
acético (CH3COOH), possuem graus de acidez diferentes.
Uma solução 0,1 mol L–1 de HCl possui uma concentração
de H+ cerca de 75 vezes maior que uma solução 0,1 mol L–1
de CH3COOH. Essa diferença se deve ao (à)
a)
maior constante de equilíbrio de ionização do
CH3COOH.
b)
menor eletronegatividade do cloro em relação ao
oxigênio.
c)
maior capacidade do íon acetato em repelir íons H+.
d)
formação de ponte de hidrogênio na solução de HCl.
e)
menor grau de ionização do CH3COOH em solução
aquosa.
05 - (UEFS BA)
Os ácidos orgânicos são, na grande maioria, fracos.
Entretanto, existem exceções, como a do ácido tricloroacético que é um ácido forte, utilizado em solução aquosa a
50%(v/v) por dentistas para cauterizar ferimentos na
gengiva. Como é um ácido forte, destrói o tecido lesado e
estimula o crescimento de uma nova porção sadia da
gengiva. É também empregado por dermatologistas para
extrair pequenos focos potenciais de câncer de pele e de
manchas escuras decorrentes de idade avançada.
Considerando-se essas informações sobre as aplicações do
ácido tricloro-acético, é correto afirmar:
a) O ácido acético é dez vezes mais fraco que o ácido
tricloroacético.
[email protected] 9
Química Solucionada
b)
c)
d)
e)
“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
A destruição do tecido lesado da gengiva é atribuída à
ação de íons Cl–(aq) presentes na solução de ácido
tricloro-acético.
A solução aquosa a 50% de ácido tricloro-acético
possui concentração hidrogeniônica e pH menores que
da solução a 80% desse ácido, nas mesmas
condições.
A constante de hidrólise do ânion tricloro-acetato,
CCl3COO–(aq) é maior do que a do ânion acetato,
CH3COO–(aq), quando comparadas nas mesmas
condições.
A substituição de três átomos de hidrogênio do
carbono alfa da cadeia carbônica do ácido acético por
átomos de cloro torna o hidrogênio da carboxila do
ácido tricloroacético mais facilmente ionizável.
06 - (IFGO)
Em uma solução aquosa de 0,100 mol/L de ácido acético, a
25 ºC, o ácido está 3,7% dissociado após o equilíbrio ter
sido atingido. Assinale a opção que contém o valor correto
da constante de dissociação desse ácido nessa
temperatura.
a)
1,4
b)
1,410–3
c)
1,410–4
d)
3,710–2
e)
3,710–4
07 - (FPS PE)
Uma solução aquosa 0,10 mol L–1 de um ácido fraco (HA)
apresenta uma concentração de H3O+ igual a 1,0  10–2 mol
L–1 em 298 K. Qual é o valor da constante de acidez desse
ácido?
a)
1,1  10–3
b)
1,0  10–2
c)
1,0  10–4
d)
9,0  10–2
e)
1,1  10–6
08 - (Fac. Santa Marcelina SP)
A 25 ºC, uma solução aquosa 0,1 mol/L de ácido
propanoico apresentou pH = 3. Assim, estima-se que,
nessa temperatura, o valor da constante de ionização K a do
ácido propanoico seja da ordem de
a)
1  10–2.
b)
1  10–3.
c)
1  10–1.
d)
1  10–4.
e)
1  10–5.
TEXTO: 1 - Comum à questão: 09
Medusas
Pessoas acidentalmente atingidas por espécies
venenosas de medusas, como as vespas-do-mar,
apresentam ferimentos iguais aos provocados por açoites
algumas morrem de choque anafilático. Esses "ataques"
nada têm a ver com fome ou agressividade: a maioria das
medusas é tão cega e desajeitada que não conseguem
desviar-se de seus nadadores.
Além de coletarem alimentos, algumas espécies criam
algas sob suas campânulas. Na convivência simbiótica que
se estabelece, elas fornecem o alimento e, em troca,
recebem proteção das zooxantelas, ao mesmo tempo que
lhes proporcionam as melhores condições de crescimento
possíveis: durante o dia, a águaviva Mastigias, por
exemplo, nada perto da superfície aquática para ajudar na
fotossíntese das algas; à noite, ela desce para zonas mais
profundas, onde a concentração de amônia é maior, e
"aduba" suas protegidas.
09 - (PUC Camp SP)
Na superfície aquática ocorre um equilíbrio químico
envolvendo o CO2 (g), representado a seguir:
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CO2 (g) + H2O (l)


HCO 3 (aq) + H+ (aq)
Em lagos de grande altitude, comparados com aqueles ao
nível do mar,
a)
diminui [H+].
b)
diminui [OH –].
c)
aumenta [HCO 3 ].
d)
e)
diminui o pH.
aumenta a dissolução do CO2 (g).
GABARITO:
1) Gab:
a)
b)
Ka = 1,0 x 10–9
H2S


H+ + HS–
Ka1 = [H+][HS–] / [H2S]
HS–


H+ + S2–
Ka2 = [H+][S2–] / [HS–]
2) Gab:
a)
b)
H-Cl, a ligação é covalente polar.
5,3 g de Na2CO3(s) correspondem a 0,05 mol. Essa
reação produz 1 mol de CO2 por 1 mol de Na2CO3(s).
Assim, se tem, com reação completa, 0,05 mol de CO2.
c)
KW = [H+][OH–]
3) Gab: C; 4) Gab: E; 5) Gab: E; 6) Gab: C; 7) Gab: A; 8) Gab: E;
09) Gab: A
pH e pOH
01 - (UFU MG)
Na preparação de saladas de frutas, percebe-se que
bananas e maçãs escurecem mais rapidamente, exceto se
adicionado suco de laranja. A enzima responsável por esse
escurecimento é a polifenol-oxidase, que oxida os fenóis
dos frutos a quinonas, em presença de oxigênio. Essas
quinonas reagem espontaneamente entre si para formarem
polímeros de cor castanha. O pH de melhor atuação da
enzima é próximo de 6,0.
Sobre o escurecimento das frutas,
a)
explique por que o suco de laranja evita esse
fenômeno, justificando quimicamente sua resposta;
b)
apresente duas outras maneiras de retardar esse
processo.
02 - (ENEM)
Decisão de asfaltamento da rodovia MG-010,
acompanhada da introdução de espécies exóticas, e a
prática de incêndios criminosos ameaçam o sofisticado
ecossistema do campo rupestre da reserva da Serra do
Espinhaço. As plantas nativas desta região, altamente
adaptadas a uma alta concentração de alumínio, que inibe
o crescimento das raízes e dificulta a absorção de
nutrientes e água, estão sendo substituídas por espécies
invasoras que não teriam naturalmente adaptação para
este ambiente; no entanto, elas estão dominando as
margens da rodovia, equivocadamente chamada de
“estrada ecológica”. Possivelmente, a entrada de espécies
de plantas exóticas neste ambiente foi provocada pelo uso,
neste empreendimento, de um tipo de asfalto (cimento-solo)
que possui uma mistura rica em cálcio, que causou
modificações químicas aos solos adjacentes à rodovia MG010.
Scientific American Brasil. Ano 7, n° 79, 2008 (adaptado).
Essa afirmação baseia-se no uso de cimento-solo, mistura
rica em cálcio que
a)
inibe a toxicidade do alumínio, elevando o pH dessas
áreas.
b)
inibe a toxicidade do alumínio, reduzindo o pH dessas
áreas.
c)
aumenta a toxicidade do alumínio, elevando o pH
dessas áreas.
d)
aumenta a toxicidade do alumínio, reduzindo o pH
dessas áreas.
e)
neutraliza a toxicidade do alumínio, reduzindo o pH
dessas áreas.
[email protected] 10
Química Solucionada
“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
03 - (UFSCAR SP)
Para que um efluente possa ser descartado, uma das
etapas necessárias em seu tratamento é o ajuste do pH
para valores próximos do neutro. Um engenheiro ambiental
recebeu uma amostra aquosa de um efluente que
apresentava pH igual a 2. Para ajustar o pH, ele poderá
utilizar ________, porque a amostra do efluente encontrase na faixa ________ de pH.
Assinale a alternativa que preenche, correta e
respectivamente, as lacunas do texto.
a)
cal (CaO) – ácida
b)
cal (CaO) – básica
c)
ácido muriático (HCl) – ácida
d)
ácido muriático (HCl) – básica
e)
hidróxido de sódio (NaOH) – básica
04 - (UEFS BA)
O pH é uma forma mais cômoda de medir a acidez ou a
basicidade de uma solução, sendo usado com mais
frequência que o pOH, como é possível verificar na
determinação da acidez ou basicidade final ao se
misturarem 80,0 mL de uma solução aquosa de hidróxido
de sódio, NaOH(aq), 2,5.10–1molL–1 com 20,0mL de uma
solução aquosa de ácido clorídrico, HCl(aq), 5,010–1molL–1.
A partir dessas informações, é correto afirmar:
a)
O pH da solução final é 13.
b)
A concentração final de H+(aq) na solução é igual a
1,0.10–7molL–1.
c)
A quantidade de matéria de NaOH(aq) existente em
80,0mL de solução é 2,5.10–1mol.
d)
A concentração final de HCl(aq) na solução é o dobro
da concentração final de NaOH(aq).
e)
A reação que ocorre durante a mistura de soluções é
de neutralização parcial da base, com a formação de
5,9g de NaCl.
05 - (PUC RJ)
Um volume de 100 mL solucao aquosa 0,010 mol L–1 de
acido sulfurico, H2SO4, foi misturado com 200 mL de
solucao aquosa 0,020 mol L–1 de hidroxido de bario,
Ba(OH)2. Da reacao acido-base, formou-se um precipitado
de sulfato de bario, BaSO4. Considerando a reacao
completa e o volume total da mistura igual a 300 mL, a
alternativa que indica, com maior proximidade, a
quantidade de precipitado e a faixa de pH da solucao
aquosa resultante sao respectivamente:
a)
0,0010 mol e pH 7.
b)
0,0010 mol e pH acima de 12.
c)
0,0020 mol e pH abaixo de 4.
d)
0,0020 mol e pH entre 9 e 11.
e)
0,010 mol e pH entre 5 e 6.
06 - (UFPB)
O estilo de vida atual provoca uma carga de estresse
elevada em grande parte da população, aumentando o
índice de pacientes com transtornos de ansiedade. A
respiração e seus mecanismos de controle exercem um
papel fundamental nesses transtornos, especificamente, o
do pânico. O ataque de pânico inicia-se com uma repentina
sensação de terror, associada com a condição de
hiperventilação, que consiste na respiração anormal, rápida
e ofegante, expelindo maior quantidade de gás carbônico.
O efeito dessa condição pode ser avaliado através do
equilíbrio que ocorre no plasma sanguíneo, conforme
equação:
H+ (aq) + HCO–3(aq)  CO2(g) + H2O(l)
De acordo com essas informações e considerando o efeito
da hiperventilação no plasma sanguíneo, é correto afirmar:
a)
A hiperventilação provoca um aumento na
concentração de H+.
b)
A concentração de CO2 permanece constante.
c)
A hiperventilação provoca um aumento da acidez.
d)
A respiração rápida e ofegante desloca o equilíbrio
para a esquerda.
e)
A hiperventilação provoca um aumento do pH.
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07 - (UFAL)
Dadas as assertivas abaixo,
I.
Um ácido em solução aquosa será tanto mais forte
quanto maior for sua constante de ionização.
II.
Para a reação 2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g) ΔH < 0,
a constante de equilíbrio diminui quando aumentamos
a pressão do sistema.
III. Quanto menor for a energia de ativação de uma
reação química, mais lenta ela será.
IV. O pH de uma solução de ácido clorídrico é 4; logo a
[H3O+] é igual a 104.
verifica-se que está(ão) correta(s)
a)
I, II, III e IV.
b)
I, apenas.
c)
I, III e IV, apenas.
d)
II e III, apenas.
e)
I, II e III, apenas.
08 - (UEPA)
Um médico receitou a um estudante de química um
medicamento genérico à base de Sulfato Ferroso (FeSO4).
Ao comprá-lo, o mesmo desconfiou da presença deste
princípio ativo (FeSO4) em função do “preconceito” acerca
dos medicamentos genéricos e resolveu testá-lo. Foi para o
laboratório pesou o sólido triturado (FeSO 4) e transferiu
para um béquer. Em seguida, adicionou ácido clorídrico 1,0
M e agitou até a dissolução do sólido. Em seguida
acrescentou água oxigenada diluída e filtrou a solução. No
filtrado obtido adicionou solução de hidróxido de sódio 1,0
M. Assim, seu pensamento químico pode ser deduzido nas
seguintes equações químicas não balanceadas:
Eq 1: _ FeSO4(s) + _ HCl(aq)  _ FeCl2(aq) + _
H2SO4(aq); (formação do ferro II)
Eq 2: _ FeCl2(aq) + _ H2O2(aq) + _ HCl(aq)  _ FeCl3(aq)
+ _ H2O(l); (formação do ferro III)
Eq 3: _ FeCl3(aq) + _ NaOH(aq)  _ Fe(OH)3(s) + _
NaCl(aq); (coloração avermelhada)
Com base no experimento do estudante e as equações
químicas acima, é correto afirmar que:
a)
a massa (em gramas) utilizada para preparar 25 mL
de solução 1M de FeSO4 é igual a 3,99 g.
b)
o números de mols em 10 mL de NaOH 1,0 M,
utilizado no experimento, é igual a 0,05.
c)
o pOH da solução de HCl 0,001M é igual a 3.
d)
a equação 2 balanceada é: 2FeCl2(aq) + H2O2(aq) +
2HCl(aq)  2FeCl3(aq) + 2H2O(l)
e)
a equação 3 balanceada é: 2FeCl3(aq) + NaOH(aq)
 2Fe(OH)3(s) + NaCl(aq)
09 - (UEPA)
O uso de alguns fertilizantes pode tornar o solo ácido,
prejudicando o crescimento de alguns vegetais. A acidez
pode ser determinada pela concentração dos íons [H3O+] na
solução do solo e medida por meio do pH. Uma das
técnicas para a determinação do pH do solo, consiste no
uso de uma amostra do mesmo previamente seco, moído e
peneirado, seguida de adição em solução de cloreto de
cálcio (CaCl2) 0,01 mol/L. A partir deste procedimento, uma
análise de um solo foi realizada e seu pH encontrado no
valor igual a 6.
A respeito do exposto é correto afirmar que:
a)
a concentração de [H3O+] na solução resultante do
solo é igual a 0,0006 mol/L.
b)
a massa (em gramas) utilizada para preparar 1,0 L de
solução de cloreto de cálcio 0,01M é igual a 2,22 g.
c)
a concentração de [H3O+] na solução é igual a 6,0
mol/L.
d)
a massa (em gramas) utilizada no preparo de 1,0 L da
solução de cloreto de cálcio 0,01 M, com 90% de
pureza, será igual a 0,56 g.
e)
a massa (em gramas) utilizada para preparar 1,0 L de
solução de cloreto de cálcio 0,01M é igual a 1,11 g.
10 - (PUC RS)
Analise a tabela incompleta a seguir, sobre valores típicos
[email protected] 11
Química Solucionada
“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
de pH e de concentração de íons H+ e OH– em alguns
líquidos.
TEXTO: 2 - Comum à questão: 13
O incêndio na boate Kiss, em Santa Maria (RS),
ocorrido no início deste ano [2013], trouxe à tona uma série
de questões sobre a segurança dos estabelecimentos e
também sobre o atendimento a vítimas de grandes
incêndios. Uma delas é por que foi preciso trazer dos
Estados Unidos uma substância tão simples – uma vitamina
B injetável – para atender os pacientes que, segundo
exames, foram intoxicados com cianeto?
Pela análise da tabela, é correto afirmar que
a)
a água da chuva é mais ácida do que a água do mar,
e o leite é menos ácido do que o café.
b)
dentre os líquidos apresentados, o mais ácido é a
água da chuva e o mais alcalino é o leite.
c)
o café tem pH 5, sendo menos ácido do que o sangue
humano.
d)
o leite é mais ácido do que a água da chuva, e o café
é mais ácido do que o suco de maçã.
e)
a soma dos pHs da água da chuva e da água do mar
é inferior à soma dos pHs do café e do sangue
humano.
11 - (IFSC)
Segundo pesquisas odontológicas, o consumo frequente de
bebidas ácidas pode causar a erosão ácida dos dentes,
principalmente se a bebida apresentar pH inferior a 5,5,
considerado crítico pelos dentistas. Bebidas lácteas, sucos
e refrigerantes entram na lista destas bebidas. Os iogurtes
possuem pH em torno de 4, alguns sucos apresentam pH
em torno de 3 e os refrigerantes à base de cola têm pH em
torno de 2,5.
Com base nas informações do enunciado acima, assinale a
alternativa CORRETA.
a)
Com base apenas no pH destas bebidas, é mais
indicado beber refrigerante do que suco, visto que sua
acidez é menor.
b)
Segundo essas informações, pode-se concluir que a
acidez é maior nas bebidas lácteas do que nos sucos
de frutas.
c)
Entre as bebidas citadas acima, os refrigerantes à
base de cola apresentam a maior concentração de
íons H+ em solução.
d)
Conforme as pesquisas, é adequado consumir
bebidas com concentração de íons H+ superior a 10–6
mol/L.
e)
Os dentistas recomendam que sejam evitadas
bebidas com valores baixos de acidez.
O gás cianídrico liberado na queima da espuma,
utilizada para melhorar a acústica da casa noturna,
intoxicou a maior parte das vítimas, segundo perícia.
“É descaso e ignorância”, resume o toxicologista
Anthony Wong, diretor do Ceatox (Centro de Assistência
Toxicológica do Hospital das Clínicas da Faculdade de
Medicina da Universidade de São Paulo). Segundo ele, é
inadmissível que o país não tenha a substância e que seu
uso não seja difundido entre médicos e socorristas, como
acontece em outras partes do mundo.
A hidroxocobalamina, que faz parte do complexo B, é
usada em altas concentrações como antídoto para o
cianeto. O gás, o mesmo que já foi usado no extermínio de
judeus nos campos de concentração nazistas, é subproduto
da queima de diversos componentes usados na indústria,
como o plástico, o acrílico e a espuma de poliuretano.
Segundo os peritos que investigam o incêndio em Santa
Maria, essa última foi usada no isolamento acústico da
boate.
Capaz de matar em poucos minutos, o cianeto bloqueia
a cadeia respiratória das células, impedindo que o oxigênio
chegue aos órgãos e tecidos. Quando usada logo após a
exposição, a hidroxocobalamina salva vidas. “O efeito é tão
rápido que parece até milagroso”, conta Wong. Mas isso
não é algo que os médicos aprendem na escola: “São
poucas as faculdades que oferecem curso de toxicologia e,
nas que tem, a matéria é opcional”.
Informações adicionais:
• O gás cianídrico é o cianeto de hidrogênio (HCN) no
estado gasoso.
• A fórmula estrutural da hidroxocobalamina é:
TEXTO: 1 - Comum à questão: 12
A nova Lei 11.705, que altera o Código de Trânsito
Brasileiro, proíbe o consumo de praticamente qualquer
quantidade de bebida alcoólica por condutores de veículos.
A partir de agora, motoristas flagrados excedendo o limite
de 0,2 g de álcool por litro de sangue pagarão multa de 957
reais, perderão a carteira de motorista por um ano e ainda
terão o carro apreendido. Para alcançar o valor-limite, basta
beber uma única lata de cerveja ou uma taça de vinho.
Quem for apanhado pelos já famosos "bafômetros" com
mais de 0,6 g de álcool por litro de sangue poderá ser
preso.
A equação iônica que representa a reação durante o
teste do bafômetro (etilômetro) é:
Cr2O72– + 8H+ + 3C2H5OH  2Cr3+ + 3CH3CHO + 7H2O
12 - (UEPA)
Sabendo-se que o pH do íon hidrônio é igual a 3 e a
concentração dos outros íons e substâncias é de 1 molar, a
constante Kc da reação no teste do etilômetro é:
a)
1x10–24
b)
1x10–8
c)
1x10–3
d)
1x108
e)
1x1024
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• A massa molar da hidroxocobalamina é aproximadamente
igual a 1,3  103 g/mol.
[email protected] 12
Química Solucionada
“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
13 - (UFTM MG)
O cianeto de hidrogênio em solução aquosa é um ácido
muito fraco. O hidróxido de potássio é uma base muito
forte. O produto iônico da água, Kw, a 25 ºC, é igual a 1 
10–14. Logo, as soluções aquosas de cianeto de potássio,
nessa temperatura, apresentam
a)
[H+] > 1  10–7 e, portanto, são básicas.
b)
[H+] > 1  10–7 e, portanto, são ácidas.
c)
[H+] < 1  10–7 e, portanto, são básicas.
d)
[H+] < 1  10–7 e, portanto, são ácidas.
e)
[H+] = 1  10–7 e, portanto, são neutras.
TEXTO: 3 - Comum à questão: 14
O hidróxido de sódio, NaOH (soda cáustica), é bastante
solúvel em água e utilizado para a remoção de resíduos de
matéria orgânica na limpeza dos equipamentos usados na
fabricação de alimentos.
Uma empresa alimentícia usou uma solução de hidróxido
de sódio (soda cáustica) a 2,5% (m/v) para a limpeza de
seus equipamentos.
Essa solução apresenta pH elevado, aproximadamente 13,
a 25ºC, e que pode representar risco de queimadura ou
sensação de forte ardência na boca, caso venha a ser
ingerida.
14 - (FATEC SP)
Considerando o pH, a 25ºC, da solução mencionada no
texto, temos meio
Dado:
Produto iônico da água,
Kw = 1,0  10–14, a 25ºC.
a)
básico, onde a [OH– ] = 10–13 mol/L.
b)
básico, onde a [OH– ] = 10–1 mol/L.
c)
neutro, onde a [H+] = [OH–] = 10–7 mol/L.
d)
ácido, onde a [H+] = 10–13 mol/L.
e)
ácido, onde a [H+] = 10–1 mol/L.
TEXTO: 4 - Comum à questão: 15
Alimentos industrializados contêm conservantes para evitar
sua deterioração. O benzoato de sódio é um conservante
utilizado em refrigerantes.
15 - (UFMG)
Comparado com o íon benzoato, o ácido benzoico é muito
mais eficaz no combate a micro-organismos. Considerando
essas informações e a equação por você representada no
item 2 desta questão, ASSINALE com um X a opção
correta.
O uso do benzoato de sódio é recomendado em alimentos
com
pH mais ácido.
pH mais básico.
JUSTIFIQUE sua resposta.
mais eficaz no combate aos micro-organismos quando
comparado ao benzoato.
Hidrólise Salina
01 - (ITA SP)
A reação química de um ácido fraco (com um hidrogênio
dissociável) com uma base forte produziu um sal. Uma
solução aquosa 0,050 molL–1 desse sal puro é mantida à
temperatura constante de 25ºC. Admitindo-se que a
constante de hidrólise do sal é Kh, 25ºC = 5,010–10,
determine o valor numérico da concentração, em molL–1,
do íon hidróxido nessa solução aquosa.
02 - (UEG GO)
Uma solução foi preparada conforme o esquema abaixo.
Considere as informações apresentadas no esquema e
responda aos itens a seguir.
a)
Calcule a massa do sal presente em 20 mL da
solução final.
b)
A solução final irá apresentar um caráter ácido, básico
ou neutro? Explique.
03 - (UNICAMP SP)
Uma solução de luminol e água oxigenada, em meio
básico, sofre uma transformação química que pode ser
utilizada para algumas finalidades. Se essa transformação
ocorre lentamente, nada se observa visualmente; no
entanto, na presença de pequenas quantidades de íons de
crômio, ou de zinco, ou de ferro, ou mesmo substâncias
como hipoclorito de sódio e iodeto de potássio, ocorre uma
emissão de luz azul, que pode ser observada em ambientes
com pouca iluminação.
a)
De acordo com as informações dadas, pode-se
afirmar que essa solução é útil na identificação de
uma das possíveis fontes de contaminação e infecção
hospitalar. Que fonte seria essa? Explique por que
essa fonte poderia ser identificada com esse teste.
b)
Na preparação da solução de luminol, geralmente se
usa NaOH para tornar o meio básico. Não havendo
disponibilidade de NaOH, pode-se usar apenas uma
das seguintes substâncias: CH3OH, Na2CO3,
Al2(SO4)3 ou FeCl3. Escolha a substância correta e
justifique, do ponto de vista químico, apenas a sua
escolha.
GABARITO:
1) Gab:
a)
O suco de laranja possui ácido ascórbico que libera íons
H+, aumentando a acidez do meio e diminuindo o pH, o
que evita a oxidação dos fenóis.
b)
O processo pode ser retardado pela imersão das frutas
em água (diminuindo o contato com o oxigênio do ar) ou
colocando as frutas na geladeira (diminuindo a ação
enzimática pela redução da temperatura).
2) Gab: A; 3) Gab: A; 4) Gab: A; 5) Gab: B; 6) Gab: E; 7) Gab: B
8) Gab: D; 9) Gab: E; 10) Gab: A; 11) Gab: C; 12) Gab: E; 13) Gab: C
14) Gab: B
15) Gab:
O uso de benzoato de sódio é recomendável em alimentos com
pH mais ácido.
A concentração hidrogeniônica de alimentos mais ácidos
supera a concentração hidroxiliônica. Assim, íons H+ reagem
com íons OH– produzidos na hidrólise dos íons benzoato. Com
isso, de acordo com o Princípio de Le Châtelier, o equilíbrio da
reação é deslocado no sentido direto, afim de repor parte do
OH– consumido, favorecendo a formação de ácido benzóico,
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04 - (UFU MG)
O bicarbonato de sódio é um produto de larga aplicação
doméstica: na culinária, para diminuir a acidez de molhos;
como medicamento, no combate à azia e para neutralizar a
acidez bucal; em desodorantes, para neutralizar a ação de
ácidos que causam o cheiro de suor, entre outras
aplicações
Essa variedade de aplicações é devida à
a)
decomposição do ácido carbônico gerado, formando
água e gás carbônico.
b)
elevada força básica do sal, que reage com ácidos
para neutralizá-los.
c)
hidrólise do ânion em água, formando soluções
levemente básicas.
d)
formação do ácido carbônico em água, que diminui o
pH da solução.
05 - (UNESP SP)
Em um estudo sobre extração de enzimas vegetais para
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Química Solucionada
“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
uma indústria de alimentos, o professor solicitou que um
estudante escolhesse, entre cinco soluções salinas
disponíveis no laboratório, aquela que apresentasse o mais
baixo valor de pH.
Sabendo que todas as soluções disponíveis no laboratório
são aquosas e equimolares, o estudante deve escolher a
solução de
a)
(NH4)2C2O4.
b)
K3PO4.
c)
Na2CO3.
d)
KNO3.
e)
(NH4)2SO4.
06 - (Fac. Santa Marcelina SP)
O creme dental é um produto de higiene bucal que contém
diversas substâncias na sua composição. A figura
representa um tubo de creme dental com a indicação de
dois de seus ingredientes.
(pH = 7,0), foram preparadas separadamente soluções 0,1
mol/L de
I.
cloreto de potássio;
II.
nitrato de amônio;
III. acetato de sódio;
IV. nitrato de alumínio.
O pH das soluções foi medido com papel indicador
universal.
Apresentaram valores de pH menor que 7 apenas as
soluções
a)
I e III.
b)
I e IV.
c)
II e III.
d)
II e IV.
e)
III e IV.
10 - (UFTM MG)
Em soluções aquosas de acetato de sódio, o íon acetato
sofre hidrólise:
CH3COO– (aq) + H2O (l)


CH3COOH (aq) + OH– (aq)
O hidróxido de magnésio é pouco solúvel em água:
Mg(OH)2 (s)
As interações dos ingredientes I e II com a água destilada,
separadamente, resultam em soluções com caráter,
respectivamente,
a)
básico e ácido.
b)
básico e básico.
c)
ácido e neutro.
d)
neutro e básico.
e)
ácido e básico.
07 - (UPE PE)
Em um aquário onde a água apresentava pH igual a 6,0,
foram colocados peixes ornamentais procedentes de um rio
cuja água tinha pH um pouco acima de 7,0. Em razão
disso, foi necessário realizar uma correção do pH dessa
água. Entre as substâncias a seguir, qual é a mais indicada
para tornar o pH da água desse aquário mais próximo do
existente em seu ambiente natural?
a)
KBr
b)
NaCl
c)
NH4Cl
d)
Na2CO3
e)
Al2(SO4)3
08 - (FPS PE)
A hidrólise de sais solúveis pode gerar soluções ácidas ou
básicas, dependendo dos cátions e ânions que formam o
sal. Considerando os dados tabelados a seguir, avalie o pH
de uma solução aquosa de hipoclorito de sódio, de acetato
de sódio e de cloreto de amônio em 298 K e assinale a
alternativa correta.
a)
b)
c)
d)
e)
Apenas a solução de cloreto de amônia deverá
apresentar pH básico, maior que 7.
Todas as soluções apresentarão pH básico.
As soluções de hipoclorito de sódio e acetato de sódio
irão gerar soluções básicas, uma vez que os ânions
são bases conjugadas de ácidos fracos.
A solução de acetato de sódio deverá apresentar pH
neutro.
Apenas a solução de hipoclorito de sódio deverá
apresentar pH básico.
09 - (FMJ SP)
Em uma aula de laboratório, utilizando-se água destilada
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

Mg2+ (aq) + 2 OH– (aq)
Considere as seguintes afirmações:
I.
Solução aquosa de acetato de sódio tem pH acima de
7,0.
II.
Quando são adicionadas gotas de ácido clorídrico na
solução de acetato de sódio, o equilíbrio da equação
de hidrólise é deslocado para o lado da formação dos
íons acetato.
III. Quando se adiciona solução de nitrato de magnésio
na solução de acetato de sódio, o equilíbrio da
equação de hidrólise é deslocado para o lado da
formação do ácido acético.
Está correto o que se afirma em
a)
I, II e III.
b)
I e II, apenas.
c)
I e III, apenas.
d)
II e III, apenas.
e)
III, apenas.
GABARITO:
1) Gab: [OH–] = 5,0  10–6 mol/L
2) Gab:
a)
m = 0,25 g de NH4Cl
b)
Uma solução aquosa de cloreto de amônio apresentará
caráter ácido, uma vez que esse sal é derivado de um
ácido forte e uma base fraca e, portanto, sofre hidrólise.
Nesse processo, a liberação de íons H+ justifica um pH
menor do que sete (pH<7).
3) Gab:
a)
A fonte é o sangue. O íon ferro nele contido (presente na
hemoglobina), ao ser posto em contato com a solução de
luminol e água oxigenada em meio básico, promoverá
uma reação na qual se nota a emissão de uma luz azul,
observável em ambientes com essa contaminação e com
pouca iluminação.
b)
De acordo com o texto, a solução de água oxigenada e
luminol deve ser básica. Entre as substâncias fornecidas,
apenas o Na2CO3 deixa o meio básico, devido à hidrólise
do íon carbonato, de acordo com a equação a seguir:
CO32  (aq) + H2O(l)


HCO3 (aq) + OH(aq)
4) Gab: C; 5) Gab: E; 6) Gab: B; 7) Gab: D; 8) Gab: C; 9) Gab: D
10) Gab: C
Solução Tampão
01 - (UEL PR)
Soluções-tampão são soluções que resistem à mudança no
pH quando ácidos ou bases são adicionados ou quando
ocorre diluição. Estas soluções são particularmente
importantes em processos bioquímicos, pois muitos
sistemas biológicos dependem do pH. Cita-se, por exemplo,
a dependência do pH na taxa de clivagem da ligação amida
do aminoácido tripisina pela enzima quimotripisina, em que
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Química Solucionada
“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
a alteração em uma unidade de pH 8 (pH ótimo) para 7
resulta numa redução em 50% na ação enzimática. Para
que a solução-tampão tenha ação tamponante significativa,
é preciso ter quantidades comparáveis de ácido e base
conjugados. Em um laboratório de Química, uma soluçãotampão foi preparada pela mistura de 0,50 L de ácido
etanoico (CH3COOH) 0,20 mol L-1 com 0,50 L de hidróxido
de sódio (NaOH) 0,10 mol L-1.
Dado: pKa do ácido etanoico = 4,75 e log 0,666 = -0,1765
a)
Determine o pH da solução-tampão.
b)
Determine o pH da solução-tampão após a adição de
0,01 mol de NaOH em 1,00 L da solução preparada.
Apresente os cálculos realizados na resolução da questão.
02 - (UFMG)
Recentemente, a Federação Internacional das Associações
de Futebol (FIFA) vetou a realização de partidas de futebol
em cidades situadas numa altitude superior a 2750 m, a
não ser que os jogadores sejam submetidos, previamente,
a um período de aclimatação.
Analise este quadro, em que se apresenta a pressão parcial
alveolar do gás oxigênio, pO2 , dos seres humanos em
diferentes altitudes e pressões barométricas:
pO2
P ressão
Altitude/ m
barométrica / mmHg alveolar /mmHg
0
760
105
1 976
600
3 040
4 286
523
450
78
62
51
Analise, agora, este gráfico, em que estão representadas
três curvas de saturação da oxiemoglobina no sangue
humano em função da pO2 e do pH:
1.
O equilíbrio de oxigenação
hemoglobina,
Hgb,
pode
simplificadamente, pela equação
e
desoxigenação da
ser
representado,
+
HgbH+ (aq) + O2 (g) 
 HgbO2 (aq) + H (aq)
Considerando esse equilíbrio e as informações contidas no
gráfico da página anterior, EXPLIQUE as diferenças
observadas nas curvas de saturação da hemoglobina em
diferentes valores de pH.
2.
Um dos tampões que controlam o pH sanguíneo de um
indivíduo é formado pelo sistema H2CO3/HCO3 .
REPRESENTE as equações químicas completas e
balanceadas
a)
da reação do CO2 com a água, evidenciando a
formação de H2CO3.
b)
da posterior formação da espécie bicarbonato, HCO3.
3.
Um dos efeitos da altitude elevada sobre os seres humanos
consiste em um decréscimo da pressão parcial de CO 2 no
sangue.
Assinalando com um X a quadrícula correspondente,
INDIQUE se o pH sanguíneo de um indivíduo
 diminui,
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 não se altera ou
 aumenta em decorrência do aumento da altitude.
Com base nos equilíbrios discutidos no item 2, desta
questão, JUSTIFIQUE sua resposta.
Em decorrência do aumento da altitude, o pH
 diminui.
 não se altera.
 aumenta.
Justificativa:
4.
Sabe-se que a cidade de Potosi se localiza numa altitude
de 4 286 m.
CALCULE a variação percentual relativa, nessa cidade, da
saturação da oxiemoglobina entre o pH 7,6 e o pH 7,2.
( Deixe seus cálculos indicados, explicitando, assim, seu
raciocínio.)
5.
a)
CITE dois sintomas que jogadores de futebol, sem
prévia aclimatação, podem apresentar em jogos
realizados em locais situados em altitude elevada.
JUSTIFIQUE sua resposta.
Sintoma 1:
Justificativa:
Sintoma 2:
Justificativa:
b)
No nível do mar, ocorre situação diversa: se não
estiverem usando equipamento apropriado, os
mergulhadores devem respirar vigorosamente, por
algum tempo, antes de submergir.
EXPLIQUE, do ponto de vista biológico, o objetivo desse
procedimento.
03 - (UEL PR)
Soluções-tampão são soluções que resistem à mudança no
pH quando ácidos ou bases são adicionados ou quando
ocorre diluição. Estas soluções são particularmente
importantes em processos bioquímicos, pois muitos
sistemas biológicos dependem do pH. Cita-se, por exemplo,
a dependência do pH na taxa de clivagem da ligação amida
do aminoácido tripisina pela enzima quimotripisina, em que
a alteração em uma unidade de pH 8 (pH ótimo) para 7
resulta numa redução em 50% na ação enzimática. Para
que a solução-tampão tenha ação tamponante significativa,
é preciso ter quantidades comparáveis de ácido e base
conjugados. Em um laboratório de Química, uma soluçãotampão foi preparada pela mistura de 0,50 L de ácido
etanoico (CH3COOH) 0,20 mol L-1 com 0,50 L de hidróxido
de sódio (NaOH) 0,10 mol L-1.
Dado: pKa do ácido etanoico = 4,75 e log 0,666 = -0,1765
a)
Determine o pH da solução-tampão.
b)
Determine o pH da solução-tampão após a adição de
0,01 mol de NaOH em 1,00 L da solução preparada.
Apresente os cálculos realizados na resolução da questão.
04 - (UNIFESP SP)
O metabolismo humano utiliza diversos tampões. No plasma
sanguíneo, o principal deles é o equilíbrio entre ácido
carbônico e íon bicarbonato, representado na equação:


+
CO2 (g) + H2O (l) 
 H2CO3 (aq)  H (aq) + HCO 3 (aq)
A razão [HCO 3 ]/[H2CO3] é 20/1.
Considere duas situações:
I.
No indivíduo que se excede na prática de exercícios
físicos, ocorre o acúmulo de ácido lático, que se difunde
rapidamente para o sangue, produzindo cansaço e
cãibras.
II. O aumento da quantidade de ar que ventila os pulmões
é conhecido por hiperventilação, que tem como
consequência metabólica a hipocapnia, diminuição da
concentração de gás carbônico no sangue.
a)
O que ocorre com a razão [HCO 3 ]/[H2CO3] no plasma
sanguíneo do indivíduo que se excedeu na prática de
exercícios físicos? Justifique.
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Química Solucionada
b)
“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
O que ocorre com o pH do sangue do indivíduo que
apresenta hipocapnia? Justifique.
06 - (UFES)
Uma solução foi preparada adicionando-se 0,30 mol de
ácido acético e 24,6 gramas de acetato de sódio em
quantidade suficiente de água para completar 1,0 litro de
solução. O sistema de CH3COOH e CH3COONa constitui
uma solução tampão na qual esse sistema está em
equilíbrio.
a)
Escreva a equação iônica que representa o equilíbrio
entre o ácido acético e o acetato de sódio.
b)
Explique como a solução tampão impede uma
variação de pH, quando adicionada a ela pequena
quantidade de base.
c)
Calcule o pH da solução preparada.
d)
Calcule a razão entre as concentrações do ácido e do
sal em uma solução tampão preparada com
CH3COOH e CH3COONa, de tal forma que o pH
resultante seja igual a 6,0.
DADO: ka = 1,8105, log 1,8 = 0,26
07 - (UFG GO)
Soluções tampão são utilizadas para evitar uma variação
brusca de pH e são constituídas por um ácido fraco (ou
uma base fraca) e o sal do seu par conjugado. Para
produzir uma solução tampão, deve-se misturar:
a)
CH3COOH e H2SO4
b)
NH4OH e KOH
c)
CH3COOH e CH3COONa
d)
KOH e NaCl
e)
HCl e KOH
08 - (UEMA)
Considere a adição de acetato de sódio a uma solução de
ácido acético. Os efeitos observados na constante de
ionização do ácido, no seu grau de ionização e no pH da
solução à temperatura constante, são, respectivamente,
a)
não há alteração, aumenta, diminui.
b)
aumenta, diminui, não há alteração.
c)
diminui, não há alteração, diminui.
d)
não há alteração, diminui, aumenta.
e)
não há alteração, aumenta, não há alteração.
09 - (UFV MG)
A figura apresentada abaixo corresponde à curva de
titulação de 10 mL de uma solução aquosa de ácido acético
com uma solução aquosa de NaOH 0,25 mol L–1.
10 - (UFU MG)
A química tem contribuído com a agricultura ao propor
alternativas para correção do pH do solo na produção de
alimentos. No Brasil, predominam solos ácidos, com pH
médio de 5. Cada cultura, por sua vez, exige um pH
adequado para seu melhor desenvolvimento, conforme a
tabela abaixo.
Cultura pH médio
Arroz
5,0
Café
6,0
Milho
7,0
Daí a necessidade, em muitas ocasiões, de corrigir o pH do
solo com a adição de calcário (carbonato de cálcio). Sobre
a correção do solo e o cultivo dos alimentos, assinale a
alternativa correta.
a)
Em solos mais básicos, a plantação de arroz é mais
favorecida que a plantação de café.
b)
O carbonato de cálcio provoca uma reação de
neutralização com o solo ácido, diminuindo seu pH.
c)
O desenvolvimento adequado do solo para a
plantação do milho ocorre quando o pH for superior
ao pOH.
d)
O cultivo do arroz é beneficiado em solos com
concentração média de 10–5 mol/L.
11 - (UEL PR)
As soluções-tampão desempenham um papel importante
em muitos processos químicos e biológicos. Por exemplo, o
plasma sanguíneo é uma solução-tampão eficiente em um
meio no qual uma variação maior que 0,2 unidade de pH
pode ocasionar a morte.
Considere as afirmativas a seguir.
I.
A dissolução do ácido em água para a preparação de
uma solução-tampão apresenta constante de
ionização igual a 1.
II.
Um exemplo de solução-tampão é aquela que contém
uma base fraca e um sal derivado desta base fraca.
III. Adicionando-se quantidades molares semelhantes de
ácido acético e de acetato de sódio à água, obtém-se
uma solução-tampão.
IV. A solução-tampão resiste a variações de pH, quando
se adicionam pequenas quantidades de um ácido ou
de uma base.
Assinale a alternativa correta.
a)
Somente as afirmativas I e II são corretas.
b)
Somente as afirmativas I e IV são corretas.
c)
Somente as afirmativas III e IV são corretas.
d)
Somente as afirmativas I, II e III são corretas.
e)
Somente as afirmativas II, III e IV são corretas.
12 - (UEL PR)
Considere a equação química a seguir e assinale a
alternativa que completa corretamente o texto.
+
–
CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(aq) 
 H (aq) + HCO 3 (aq)
Com base nas informações acima, é CORRETO afirmar
que:
a)
no ponto de equivalência, o volume inicial do ácido é
igual ao volume do titulante.
b)
a concentração inicial da solução de ácido acético é
0,5 mol L–1.
c)
o pH praticamente não varia durante a titulação,
devido a formação de uma solução tampão.
d)
no ponto de equivalência, a massa de ácido acético
titulada é igual à massa de NaOH consumida na
titulação.
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Durante um exercício físico prolongado, quando a
respiração aumenta, a concentração de dióxido de carbono
diminui e o sangue torna-se mais __________. Por outro
lado, numa situação de repouso, a respiração diminui, a
concentração de dióxido de carbono aumenta e o sangue
torna-se mais __________. O pH sanguíneo é regulado
constantemente e seu valor normal está situado entre 7,35
a 7,45, sendo ligeiramente __________. Uma alteração no
controle do pH pode alterar o equilíbrio ácido-base
produzindo a acidose ou a alcalose. A acidose é quando o
sangue apresenta um excesso de ácido, acarretando uma
__________ do pH sanguíneo e a alcalose é quando o
sangue apresenta um excesso de base, acarretando uma
__________ do pH sanguíneo.
a)
básico, ácido, básico, redução, elevação.
b)
básico, ácido, básico, elevação, redução.
c)
ácido, básico, ácido, elevação, redução.
d)
ácido, básico, ácido, redução, elevação.
e)
neutro, ácido, básico, elevação, redução.
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“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
13 - (UEG GO)
O sangue humano é considerado um tecido complexo, e a
sua capacidade tamponante depende de dois equilíbrios,
como descrito a seguir.
Equilíbrio 1
CO2 + H2O  H2CO3
Equilíbrio 2
H2CO3  H+ + HCO–3
Sobre o sangue e o seu sistema tamponado, é CORRETO
afirmar:
a)
distúrbios no sistema tamponante do sangue levam às
condições de acidose com um pH alto e de alcalose
com um pH baixo, deslocando o H2CO3.
b)
as hemácias, produzidas na medula óssea, são
células especializadas no transporte de gás carbônico
e, quando o CO2 perde água, o ácido carbônico é
formado.
c)
quando o pH do sangue cai, devido à produção
metabólica de H+, o equilíbrio entre o bicarbonato e o
ácido carbônico desloca-se mais em direção ao ácido
carbônico.
d)
o sangue é um tecido constituído de plaquetas que
participam ativamente da defesa do organismo e,
quando o pH aumenta, maior quantidade de H + é
formado.
14 - (PUC RS)
Considere as informações contidas no texto a seguir.
Para que o corpo humano funcione de maneira satisfatória,
o pH do plasma sanguíneo deve ser mantido em um
intervalo de 7,35 a 7,45. O gás carbônico produzido pelo
metabolismo do corpo humano participa de um equilíbrio
químico que pode ser representado, de forma simplificada,
como:
CO2(g) + H2O(l)  H+(aq) + HCO3–(aq)
Quando, por problemas respiratórios, a eliminação de gás
carbônico pela expiração de uma pessoa é insuficiente, a
concentração de CO2 no sangue aumenta, ocorrendo um
deslocamento do equilíbrio químico. Os sintomas deste
distúrbio são desorientação, irritabilidade e coma. Em casos
extremos,
pode
ocorrer
morte
por
parada
cardiorrespiratória. O tratamento consiste na administração
de uma solução salina intravenosa para correção do pH.
Pela análise do texto, é correto afirmar que
a)
pessoas com asma, pneumonia ou enfisema
pulmonar apresentam um aumento do pH do sangue
devido ao deslocamento do equilíbrio para a direita.
b)
o tratamento pode ser a administração intravenosa de
uma solução aquosa de bicarbonato de sódio.
c)
a diminuição do pH do sangue é decorrente do
deslocamento do equilíbrio para a esquerda.
d)
o tratamento pode ser a administração intravenosa de
uma solução aquosa de cloreto de amônio.
e)
o tratamento pode ser a administração intravenosa de
uma solução aquosa de cloreto de sódio.
15 - (UNIFOR CE)
O pH do sangue humano de um indivíduo saudável situa-se
na faixa de 7,35 a 7,45. Para manter essa faixa de pH, o
organismo utiliza vários tampões, sendo que o principal
tampão do plasma sanguíneo é composto de ácido
carbônico e íon bicarbonato. O equilíbrio químico deste
tampão pode ser representado pela equação
CO2 + H2O
H2CO3 

+
H + HCO3
O aumento da taxa de respiração, quando se praticam
exercícios físicos, contribui para a diminuição do pH
do sangue.
São corretas as afirmações:
a)
I, apenas.
b)
II, apenas.
c)
III, apenas.
d)
I e III, apenas.
e)
I, III e IV, apenas.
GABARITO:
1) Gab:
a)
CH3COOH + NaOH  CH3COONa + H2O
Número de mols de CH3COOH = [0,2] x 0,5 = 0,1 mols
Número de mols de NaOH = [0,1] x 0,5 = 0,05 mols
Há, portanto, um excesso de CH3COOH(0,1 – 0,05) =
0,05 mols, sendo formados 0,05 mols de CH3COONa
0,05
(L) = 0,05mol/L
1,0
0,05
[CH3COO ] =
(L) = 0,05mol/L
1,0
[CH3COOH] =
Ka =
[CH 3COO ][H  ] [0,05][H  ]
=
= [H+]
[CH 3COOH]
[0,05]
pH = pKa – log
b)
[CH 3COOH]
[0,05]
= 4,75 – log
= 4,75
[0,05]
[CH 3COO ]
Determine o pH da solução-tampão após a adição de
0,01 mol de NaOH em 1,0 L da solução preparada.
pH = pKa – log
[CH 3COOH]
[CH 3COO ]
=
[0,05  0,01]
=
[0,05  0,01]
[0,04]
= 4,75 – log
=
[0,06]
= 4,75 – log
= 4,75 – log 0,666 =
= 4,75 + 0,1765 =
= 4,9265
2) Gab:
1.
Considerando uma mesma pressão parcial de O2,nota-se que,
quando maior o pH, maior a pocentagem de saturação da
oxiemoglobina. Esse fato se deve a uma menor concentração
de H+(aq) do meio (maior pH), que acarreta um deslocamento do
equilibrio mencionado, favorecendo a formação da
oxiemoglobina.
2.
a)
CO2(aq) + H2O(ℓ) 
 H2CO3(aq)
b)
+

H2CO3(aq) 
 H (aq) + HCO3 (aq) ou
+
H3O
(aq)
+
H2CO3(aq) + H2O(ℓ) 

HCO3(aq)
3.
Aumenta
A redução da pressão parcial do CO2 provoca diminuição da
concentração do CO2 no sangue. Com isso, os equilibríos
representados no item 2 são deslocados nos seus sentidos
inversos, promovendo a redução da concentração dos ínos
H+(aq)/H3O+(aq) o que aumenta o pH.
4.
Em 4286 m de altitude, a pressão parcial de O2 alveolar é 51
mmHg. Nessa pressão, de acordo com o gráfico, a
porcentagem de saturação de oxiemoglobina é em :
pH= 7,6 igual a 90% e pH = 7,8 igual a 75%.
A variação percentual absoluta da saturação da oxiemoglobina
entre o pH 7,6 e o pH 7,2 é igual a 15%
A variação percentual relativa é dada por:
90%____100%
15%____x
 x = 16,7%
–
Uma célula muscular produz normalmente CO2. Quando
uma célula aumenta o seu trabalho, ela produz mais CO 2.
Analise as afirmações seguintes:
I.
Quando uma célula aumenta seu trabalho, o ph do
sangue diminui.
II.
Quando a concentração de CO 2 no sangue diminui, o
pH diminui.
III. Quando a concentração de íons bicarbonato no
sangue aumenta, o pH também aumenta.
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IV.
5.
a)
Sintoma 1:
cardiaca).
Taquicardia
(aumento
da
frequência
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“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
A rarefação do ar compromete a oxigenação do sangue, o que
estimula centros nervosos do bulbo que controlam o ritmo
cardiaco.
sintoma 2: Desmaio
A baixa oxigenação do cérebro compromete o funcionamento
dos neurônios.
Outras opções : fadiga muscular, tontura, dispneia.
b)
O aumento das reservas de O2 provoca alcalose
plasmática com consequente redução da atividade
metabólica.
3) Gab:
a)
CH3COOH + NaOH  CH3COONa + H2O
Número de mols de CH3COOH = [0,2] x 0,5 = 0,1 mols
Número de mols de NaOH = [0,1] x 0,5 = 0,05 mols
Há, portanto, um excesso de CH3COOH(0,1 – 0,05) =
0,05 mols, sendo formados 0,05 mols de CH3COONa
0,05
(L) = 0,05mol/L
1,0
0,05
[CH3COO ] =
(L) = 0,05mol/L
1,0
[CH3COOH] =
Ka =
[CH 3COO ][H  ] [0,05][H  ]
=
= [H+]
[CH 3COOH]
[0,05]
pH = pKa – log
b)
[CH 3COOH]
[0,05]
= 4,75 – log
= 4,75
[0,05]
[CH 3COO ]
Determine o pH da solução-tampão após a adição de
0,01 mol de NaOH em 1,0 L da solução preparada.
pH = pKa – log
[CH 3COOH]
[CH 3COO ]
=
[0,05  0,01]
=
[0,05  0,01]
[0,04]
= 4,75 – log
=
[0,06]
= 4,75 – log
= 4,75 – log 0,666 =
= 4,75 + 0,1765 =
= 4,9265
4) Gab:
a)
Como ocorreu acúmulo de ácido lático que se difundiu
para o sangue, a concentração de [H+] aumenta,
provocando o deslocamento do equilíbrio para a
esquerda. Assim, a razão [HCO 3 ]/[H2CO3] irá diminuir.
b)
A diminuição de CO2 no sangue faz com que o equilíbrio
se desloque para a esquerda, provocando uma diminuição
na concentração de [H+] e um aumento de pH.
6) Gab:
a)

CH3COOH + H2O  CH3COO– + H3O+ ou CH3COOH

–
+
 CH3COO + H

Tampão: CH3COOH  CH3COO– + H+
A capacidade tamponante de uma solução tampão é a
habilidade desta solução de resistir a mudanças de pH
frente a adições de uma base ou de um ácido. Esta
habilidade em evitar uma mudança significativa no pH é
diretamente relacionada à concentração total das
espécies do tampão (CH3COO– /CH3COOH), assim como
à razão destas.
c)
pH = 4,74
d)
[ácido]/[sal] = 1/18
7) Gab: C; 8) Gab: D; 9) Gab: B; 10) Gab: D; 11) Gab: E; 12) Gab: A
13) Gab: C; 14) Gab: B; 15) Gab: D
b)
CaCO3 (s) + H+ (aq)  HCO3– (aq) + Ca+2 (aq);
Eq.3
Dados:
Kps (CaCO3) = 3x10–9, Ka1 (H2CO3) = 4,45x10–7
Log10(4,45) = 0,65
Baseando-se nas informações acima,
a)
escreva as expressões das constantes de equilíbrio
para as reações descritas pelas equações 1 e 3;
b)
explique a influência da pressão de CO2 na
precipitação de CaCO3;
c)
indique a influência da pressão e da temperatura na
solubilidade do CO2 em água;
d)
calcule o pH de uma solução H2CO3 0,10 mol.L–1.
Considere, nesse cálculo, apenas o equilíbrio
representado pela Equação 2;
e)
calcule a massa, em mg, de carbonato de cálcio que
se dissolve em 1 L de uma solução saturada de
CaCO3.
02 - (UEG GO)
Considere que em um recipiente foi misturado 100 mL de
água destilada e 10 g de um sal hipotético que apresenta a
fórmula CA2. Percebeu-se que nem toda a massa foi
dissolvida, restando uma parte que se depositou no fundo
do recipiente. Sabendo-se que esse sal, a determinada
temperatura, apresenta um produto de solubilidade (Kps)
igual a 2,7 x 10-8 (mol/L)3, responda aos itens abaixo.
Dado: 3 4  1,6
a)
Calcule a solubilidade para esse sal.
b)
Explique o que irá acontecer com a massa de sal
remanescente no recipiente com a adição de alguns
cristais de um sal solúvel em água e que contendo o
ânion A-.
03 - (UEG GO)
Em um recipiente contendo 102,6 mg de Mg(OH) 2
adicionou-se água até completar um volume de 200 mL.
Sabendo-se que a temperatura do sistema é igual a 25 ºC e
que o produto de solubilidade da base nessa temperatura é
igual a 9,010–12, calcule:
a) A solubilidade máxima da base.
b) A massa de Mg(OH)2 que não será dissolvida.
04 - (UNIUBE MG)
Os íons cálcio e ácido oxálico presentes na alimentação
humana podem, através de uma reação de precipitação
oriunda das atividades fisiológicas do organismo, produzir o
oxalato de cálcio, um dos principais constituintes dos
cálculos renais (pedra nos rins). As medidas laboratoriais
indicam que a concentração média desse sal na urina de
uma pessoa adulta sem distúrbios metabólicos é da ordem
de 6,7 mg/L. Sendo assim, podemos afirmar que, à
temperatura corpórea, 37ºC, o produto de solubilidade (Kps
) do oxalato de cálcio para um paciente metabolicamente
compensado é de, aproximadamente:
Dados: CaC2O4M = 128g/mol
a)
2,7 x 10–9
b)
7,3 x 10–18
c)
2,8 x 10–8
d)
5,2 x 10–5
e)
1,1 x 10–4
05 - (UDESC SC)
Considere as constantes de acidez e de produto de
solubilidade no quadro abaixo.
Produto de Solubilidade (Kps)
01 - (UFES)
O equilíbrio químico que envolve o sistema carbonato está
presente em algumas situações da natureza, como na
formação das estalagmites e das estalactites nas cavernas
e na formação de corais em oceanos. As equações
químicas abaixo representam alguns dos processos
mencionados acima.
CO2 (g) + H2O (l)  H2CO3 (aq); ΔH > 0
Eq.1
H2CO3 (aq)  HCO3– (aq) + H+ (aq);
Eq.2
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Assinale a alternativa correta em relação ao quadro.
a)
Considerando soluções aquosas saturadas com os
hidróxidos que constam no quadro, verifica-se que a
ordem crescente do pH das soluções é Au(OH) 3 >
La(OH)3 > Ce(OH)3 > Al(OH)3 > Cr(OH)3.
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b)
c)
d)
e)
“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
A ordem crescente de solubilidade, em mol L–1, dos
hidróxidos em água é Au(OH) 3, La(OH)3, Ce(OH)3,
Cr(OH)3, Al(OH)3.
Ácido cianídrico é um ácido volátil e perigoso devido
ao poder sufocante. Desta forma, quando se faz
necessário o uso dessa substância, acidifica-se a
solução de maneira a deslocar o equilíbrio de
dissociação para a direita, reduzindo a volatilização
do ácido e diminuindo as chances de intoxicação.
A ordem decrescente de basicidade dos ânions dos
ácidos é CN– > BrO– > CH3COO– > F– > Br–.
A mistura de soluções contendo um ácido forte e um
hidróxido pouco solúvel diminui substancialmente a
solubilidade do hidróxido, devido ao efeito do íon
comum.
06 - (UFRN)
O ferro é encontrado, nos alimentos, no estado de oxidação
3+, ou seja, como Fe (III), mas, para que possa ser
absorvido pelo organismo, deve apresentar-se no estado de
oxidação 2+, ou seja, como Fe (II).
Contribuem, para a transformação do Fe (III) em Fe (II),
substâncias redutoras presentes no suco gástrico. Por sua
vez, outras substâncias podem facilitar ou dificultar a
biodisponibilidade do Fe (II) para sua absorção pelo
organismo. Em presença da vitamina C, o Fe (II) forma
complexos solúveis, enquanto que, com o oxalato, forma
um composto cujo valor de Kps é muito baixo.
Algumas pessoas recomendam consumir espinafre por
conter alto teor de Fe (II), mas que também contém elevada
quantidade de oxalato. Também aconselham que a
feijoada, rica em Fe (II), seja consumida juntamente com
suco de laranja, rico em vitamina C. Em relação às
recomendações para se consumir espinafre com o suco de
laranja, nessas condições, é correto afirmar:
a)
O espinafre é uma boa fonte de Fe (II) biodisponível,
uma vez que se forma oxalato de Fe (II) muito solúvel,
o que facilita sua absorção pelo organismo.
b)
O espinafre não é uma boa fonte de Fe (II)
biodisponível, uma vez que se forma oxalato de Fe (II)
pouco solúvel, o que dificulta sua absorção pelo
organismo.
c)
O complexo formado pela vitamina C com o Fe (II)
apresenta elevado valor de Kps, o que dificulta sua
absorção.
d)
O complexo formado pela vitamina C com o Fe (II)
apresenta muito baixo valor de Kps, o que facilita sua
absorção.
07 - (UFGD MS)
Sabe-se a solubilidade de algumas substâncias variam em
função da temperatura, a fim de evitar-se erros
experimentais os químicos normalmente mantêm a
temperatura constante durante os experimentos. Em uma
determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata
(Ag2SO4) em água é 2,010–2 mol/L. Qual é o valor do
produto de solubilidade (Kps) deste sal considerando esta
mesma temperatura?
a)
Kps = 6,410–5
b)
Kps = 3,210–5
c)
Kps = 3210–5
d)
Kps = 6410–5
e)
Kps = 0,6410–5
08 - (UPE PE)
A figura 1 a seguir mostra uma solução supersaturada
obtida por agitação do sólido branco, acetato de cálcio em
água destilada, a uma baixa temperatura. A figura 2
representa o resultado obtido após o aquecimento da
solução, figura 1, numa chapa elétrica a 85ºC.
Figura 1. Solução de acetato de cálcio à baixa temperatura.
Figura 2. Solução de acetato cálcio a 85ºC.
(Fotos extraídas do site http:// www.pontociencia.org.br)
Com relação a essa atividade experimental, analise as
afirmações a seguir:
I.
A dissolução do acetato de cálcio em água é um
processo exotérmico.
II.
A dissolução do acetato de cálcio se constitui em um
equilíbrio químico.
III. Em condições padrão, o acetato de cálcio é bastante
solúvel em meio aquoso.
IV. Os processos de dissolução de sólidos em meio
aquoso são exotérmicos.
É(São) CORRETA(S) apenas
a)
I e III.
b)
I e II.
c)
I.
d)
II.
e)
III e IV.
09 - (UNIFOR CE)
Muitas reações químicas são evidenciadas pela formação
de produtos pouco solúveis. Considere uma solução
contendo os seguintes íons Cl–, Br–, I– e CrO42–, todos na
concentração 0,01 mol.L–1, se a esta solução for adicionada
uma solução de nitrato de prata (AgNO3), a ordem de
precipitação dos precipitados formados será:
Dados:
Kps AgCl = 1,5 x 10–10
Kps Ag2CrO4 = 1,0 x 10–12
Kps AgI = 8,0 x 10–17
Kps AgBr = 7,0 x 10–13
a)
AgCl, Ag2CrO4, AgI e AgBr
b)
Ag2CrO4, AgCl, AgBr e AgI
c)
AgI, AgBr, AgCl e Ag2CrO4
d)
AgCl, Ag2CrO4, AgBr, AgI
e)
AgBr, Ag2CrO4, AgI e AgCl
10 - (Unimontes MG)
O leite de magnésia, medicamento usado para aliviar a
acidez estomacal, é constituído de uma suspensão aquosa
de hidróxido de magnésio, Mg(OH) 2. A equação da
dissociação desse composto e o respectivo produto de
solubilidade (Kps) são dados abaixo.
Mg(OH)2(s)  Mg2+(aq) + 2OH- (aq) Kps = 9,0 x 10−12
Analisando-se o equilíbrio dado e a atuação do leite de
magnésia no estômago, pode-se afirmar que
a)
as partículas da suspensão do leite de magnésia não
se dissolvem na cavidade estomacal.
b)
a baixa solubilidade do hidróxido impede a reação dos
prótons com os íons OH-, no estômago.
c)
a acidez do estômago favorece a dissolução do
hidróxido de magnésio sólido.
d)
a solubilidade do hidróxido de magnésio, em água, é
igual a 9,0 × 10-12 g/L.
11 - (UFU MG)
O resultado da análise clínica da urina de um paciente
mostrou que a concentração dos íons fosfato e cálcio era,
respectivamente, 2  10–7 mol/L e 3  10–4 mol/L. Sabe-se
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Química Solucionada
“Se você pensa que pode ou se pensa que não pode, de qualquer forma você está certo.” (Henry Ford)
que um tipo de cálculo renal - pedra nos rins -, é formado
pela combinação desses íons. Considerando que o produto
da solubilidade do fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2, à 25ºC, é 1 
10–28 e a partir do resultado da análise da urina do paciente,
é correto afirmar que:
a) o paciente não possui tendência de desenvolver "pedra
nos rins" formada por fosfato de cálcio.
b) os resultados indicam presença de cálculo renal.
c) a concentração desses íons na urina é muito pequena
para o paciente desenvolver cálculo renal.
d) o paciente precisará aumentar o consumo de alimentos
que contenham cálcio e fosfato para evitar a formação
de "pedra nos rins".
12 - (UFES)
A presença de alguns íons metálicos em águas de rios, de
lagos e de oceanos é bastante prejudicial aos seres vivos.
Uma das formas de diminuir a concentração desses íons no
corpo d’água é provocar a sua reação com sulfeto, formando
compostos muito pouco solúveis. Adicionando-se uma
solução de sulfeto de sódio a uma água contendo Hg 2+, Ni2+,
Zn2+, Cu2+ e Pb2+ em concentrações iguais, haverá
precipitação, em primeiro lugar, de
Dados: As constantes do produto de solubilidade (Kps)
Composto K ps a 25º C
HgS
1,6  1054
ZnS
1,2  1023
CuS
9,0  1037
NiS
7,0  1016
P bS
a)
b)
c)
d)
e)
2,0  10
a)
b)
c)
d)
e)
15 - (UCS RS)
Sabendo-se que 1 g de BaSO4 pode ser dissolvido em 400
L de água, conclui-se que o produto de solubilidade (Kps)
aproximado para esse sal é de
a)
2,50  10–3.
b)
1,07  10–5.
c)
1,14  10–5.
d)
1,14  10–10.
e)
2,50  10–10.
GABARITO:
1) Gab:
a)
13 - (UNIFESP SP)
Um composto iônico, a partir da concentração de sua
solução aquosa saturada, a 25 ºC, pode ser classificado de
acordo com a figura, quanto à solubilidade em água.
Equação 1: Kc 
Equação 2: Kc 
b)
 29
HgS
NiS
ZnS
CuS
PbS
na diminuição da solubilidade do BaSO4, minimizando
ainda mais a exposição do paciente ao íon Ba2+.
na diminuição de concentração dos íons SO42– e em
uma melhor resolução do exame.
na solubilização completa do BaSO4 e em uma melhor
resolução do exame.
na precipitação completa do K2SO4, minimizando
ainda mais a exposição do paciente ao íon Ba2+.
no aumento do produto de solubilidade do BaSO4 e
em uma melhor resolução do exame.
c)
d)
e)
2) Gab:
a)
b)
[H 2 CO 3 ]
[CO 2 ]
[HCO31 ][Ca 2 ]
[H  ]
Um aumento da pressão de CO2 irá aumentar a acidez do
meio (concentração de H+) diminuindo a precipitação de
CaCO3 ou uma diminuição da pressão de CO2 irá diminuir
a solubilidade do CaCO3 e do CO2, o que favorece a
precipitação dos carbonatos.
O aumento da pressão aumenta a solubilidade do CO2 e
o aumento da temperatura diminui a solubilidade do CO2.
3,68 ou 3,675
5,48 mg ou 5,5 mg
S = 1,875 x 10–3 mol.L–1
Como resultado do deslocamento do equilíbrio químico, a
adição do íon A- (íon comum) levará à formação do
eletrólito sólido, ou seja, haverá, no recipiente, um
aumento da massa do precipitado.
3) Gab:
a) S = 1,31  10–4 mol.L–1
b) 101,08 mg
4) Gab: A; 5) Gab: D; 6) Gab: B; 7) Gab: B; 8) Gab: B; 9) Gab: C
10) Gab: C; 11) Gab: B; 12) Gab: A; 13) Gab: A; 14) Gab: A;
15) Gab: D
Um litro de solução aquosa saturada de PbSO4 (massa
molar 303 g/mol), a 25 ºC, contém 45,5 mg de soluto. O
produto de solubilidade do CaCrO4 a 25 ºC é 6,25  10–4.
Quanto à solubilidade em água a 25 ºC, os compostos
PbSO4 e CaCrO4 podem ser classificados, respectivamente,
como
a) insolúvel e ligeiramente solúvel.
b) insolúvel e solúvel.
c) insolúvel e insolúvel.
d) ligeiramente solúvel e insolúvel.
e) ligeiramente solúvel e solúvel.
TEXTO: 1 - Comum às questões: 14, 15
O BaSO4 é utilizado como contraste para a realização de
exames de raios X do trato intestinal, no lugar de outros
sais de bário que também refletem esse tipo de radiação.
Essa preferência deve-se ao fato de ele ser pouco solúvel
em água, o que minimiza a exposição do paciente ao íon
Ba2+, que é tóxico.
14 - (UCS RS)
Esse contraste pode ainda ser preparado em solução de
sulfato de potássio, K2SO4, que está totalmente dissociado
em água, o que resultará
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