Química - Livro 3-235-237

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235
a hidrólise dos íons carbonato resul-
ta em um meio básico, que pode ser
representado pela reação química a
seguir:
+ +− − −� CO (aq) H O( ) HCO (aq) OH (aq)
3
2
2 3
66.
a) + +
+
+ +
+ +
� 

NH (aq) H O( ) NH (aq) H O (aq)
ou
NH (aq) NH (aq) H (aq)
4 2 3 3
4 3
b) =
⋅
=
⋅
+
+
+
+
K
[NH ] [H O ]
[NH ]
ouK
[NH ] [H ]
[NH ]
3 3
4
3
4
c) Tem-se uma solução de NH4Cl em que
=+[NH ] [NH ].
4 3
Fazendo-se a hidrólise do NH4Cl:
=
⋅
= ⋅
+
+
−
K
[NH ] [H ]
[NH ]
K 1,0 10
3
4
9
Se = =+[NH (aq) ] [NH (aq)] M,
4 3
 teremos:
⋅ =
⋅
⇒ = ⋅
=
−
+
+ −
1,0 10
M [H ]
M
[H ] 1,0 10 mol L
pH 9
9 9
d) = ⋅
= ⋅
> ⇒ °
−
−
K 1,0 10
K 1 10
K K meio ácido (25 C e 1 atm).
9
W
14
W
Uma solução de NH4Cl é ácida, pois é
derivada de um ácido forte e de uma
base fraca.
Hidrólise do NH4Cl:
++ +�
  
NH (aq) H (aq) NH (aq)
4
meio
ácido
3
67.
a) O uso contínuo de Ca(OCl)2 sobre o pH
da água de uma piscina causa aumento
do pH.
A hidrólise do sal aumenta o pH, uma
vez que o Ca(OCl)2 é proveniente de
uma base forte e de um ácido fraco.
Além disso, a ação oxidante do ácido
hipocloroso, que ocorre pode meio da
semi-reação fornecida, também causa
aumento do pH, consumindo íons H+.
b) O ajuste de pH deve ser feito pela adi-
ção de ácido clorídrico (HCl): HCl(aq)→
→ H+(aq) + Cl–(aq).
68. A
69. A
70. B
71.
a) Como a proporção entre cátion e ânion
em todos os sais é de 1:1, aquele que
apresentar a menor constante de solubi-
lidade será o menos solúvel e, portanto,
o mais indicado para a precipitação do
Pb
2+
. O sal com a menor constante de
solubilidade é o PbS. Logo, a fórmula do
ânion mais indicado para retirar o Pb
2+
 é
o sulfeto: (S
2
).
b) Haverá precipitação de PbS quando o
produto das concentrações de íons Pb
2+
e S
2–
 na solução atingir o valor de Ks.
PbS s Pb aq S aq
K Pb Ss
( ) ( ) ( )
.

2 2
2 2
28
4 10
+ −
+
−
+
=
⋅ =








xx x
x mol L
.
/= ⋅ −2 10 14
72.
a) 7 · 10
–3
 mol/L
b) Com a adição de Na2CO3, uma maior
quantidade de íons carbonato estará
disponível no meio, provocando o efei-
to do íon comum. Isso faz com que a
diminua a solubilidade do CaCO3, pois
haverá um excesso de íons carbonato
no meio reacional.
73.
a) Quanto menor o valor do Kps, menos so-
lúvel será a substância.
O carbonato de estrôncio (SrCO3) possui
o menor valor de Kps, logo, cristalizará
primeiro.
b) 8,1 · 10–3 mol/L
74
a) x = 2,6 · 10 3 mol
VMP = 2,6 · 10
3
 mol/L
A água não está de acordo com o pa-
drão.
b) CaSO4  Ca
2+
 +
−
SO
4
2
Kps = [Ca
2+
] ⋅ [ −SO
4
2
]
2,6 · 10
5
 = [Ca
2+
] · 2,6 · 10
3
[Ca
2+
] = 1,0 · 10
–2
 mol/L
75. BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2 HCl
S = 10
−5
 mol · L
−1
76. B
77 B
78. Soma: 01 + 04 + 16 = 21
79. Soma: 01 + 02 + 08 = 11
80.
a) O gráfico mostra que em pH > 4 todo o
Al(OH)3 está precipitado. A partir de va-
lores de pH aproximadamente iguais a
3,6 teremos [Al
3+
] = 0,2 mol/L, ou seja,
iniciará a precipitação de Al(OH)3.
b) Entre pH 2,5 e 3,0 o Fe(OH)3 está preci-
pitado, porém para essa faixa ainda não
é iniciada a precipitação do Al(OH)3.
c) A água pura tem pH aproximadamente
igual a 7. Segundo o gráfico, nesse va-
lor de pH, ambos os hidróxidos estão
precipitados. Portanto, não haverá solu-
bilização.
81. O precipitado é formado por AgCl, pois
o Kps do Ag2SO4 não é alcançado.
82. A
83. A
84. C
85 C
86. D
87. B
88. A concentração de nitrato de chumbo II
(Pb(NO3)2) vale 2 · 10
–2
 mol/L.
89. Soma: 04 + 08 = 12
90. A
91 E
92. E
93. C
94. A
Exercícios complementares
1. B
2.
a) A água com maior acidez é a 1, pois pos-
sui o menor valor de pH.
Relação entre as águas 1 e 4:
10
10
10 10 1000
4 1
7 2
4 1 7 2 3 1
−
−
+= = ≅
,
,
, , ,
 vezes
mais ácida
b) A composição aniônica é maior na água
4, portanto, ela apresenta maior conduti-
vidade elétrica.
3. B
4. A
5. B
6. C
7. D
8. C
9. A
10.
a) Sabendo que pH = –log[H+], temos:
Produto [H
+
] pH
Refrigerante 10
–3
3
Alvejante
caseiro
10
12,5
12,5
Vinho 10
3,5
3,5
Leite de
magnésia
10
–10
10
Cerveja 10
–4,5
4,5
b) No leite de magnésia [H
+
] = 10
–10
. Então:
⋅ =
⋅ =
=
+ − −
− −
[H ] [OH ] 10
10 [OH ] 10
[OH ] 10 mol / L
14
10 14
4
Os produtos da tabela com proprieda-
des ácidas (pH < 7) para neutralizar o pH
do leite de magnésia são o vinho (pH =
3,5), a cerveja (pH = 4,5) e o refrigerante
(pH = 3).
11. D
12. C
13. A
14. C
15.
a) Em soluções ácidas, o excesso de H+
transformará os grupos carbonila das es-
truturas I e III em OH (hidroxila). Assim, a
transformação de I em II e de III em II en-
volve adição de H
+
. A reação contrária é
obtida adicionando OH .
QUÍMICA Gabarito236
I II III
OH
–
H+ OH
H
+
b) De acordo com o texto, à medida que o
pH aumenta, ou seja, que adicionamos
OH
–
, a cor muda para violeta. Pelo es-
quema, a adição de OH
–
 transforma a
espécie II em I e III; logo, a mistura das
espécies I e III é que deve ser responsá-
vel pela cor violeta.
16. E
17. B
18. D
19. D
20.
a) O CO2, ao se dissolver em meio aquoso,
origina uma solução ácida, evidenciada
pela mudança de cor do indicador. A ta-
bela fornecida pela questão sugere um
pH inferior a 4,5 que indica a coloração
vermelha. A reação que descreve esse
fato, pode ser representada pela equa-
ção química abaixo:
CO (g) CO (aq)
2 2
+ ++� CO (aq) H O( ) H (aq) HCO (aq)
2 2 3
b) O texto descreve que o êmbolo da se-
ringa foi puxado, ocasionando, assim, um
aumento do espaço, isto é, o CO2 deixará
de estar na fase líquida e passará a estar
predominantemente na fase gasosa. As-
sim, pelo princípio de Le Chatelier, haverá
uma diminuição na [H
+
] e, por esse motivo,
um aumento no pH, devendo estar entre
4,5 < pH < 6,2. Isso justifica a mudança da
coloração vermelha para laranja.
c) Não. As pressões são diferentes
nas situações descritas pelo texto e
mostradas nas figuras. Embora as trans-
formações descritas ocorram a volume
e temperatura constantes, na situação II
houve maior liberação de CO2(g) quan-
do comparada a situação V.
Assim:
PCO
nCO RT
V
II2
2=
⋅
 ePCO
nCO RT
V
V2
2=
⋅ �
Então: PCO2 II > PCO2 V
21. pH = 7,21. O estudante apresentou o
pH = 7 por não considerar o desloca-
mento no equilíbrio iônico da água pela
adição de NaOH.
22. B
23. B
24.
a) pH = 11,3.
b) A base de Bronsted-Lowry é a amô-
nia (NH3), que atua como receptor de
próton. Seu ácido conjugado é o íon
amônio ( +NH
4
).
c) 82,3%
d) 3,4 g de amônia.
25. D
26. D
27. C
28. B
29. B
30. E
31. B
32 B
33. E
34. A
35 B
36. B
37. E
38. B
39.
a) ∆H = – 92,6 kJ
O processo é exotérmico.
b) NH g H O
base de
Bronsted
Lowry
ácido de
Bronsted
Lo
3 2( ) ( )
−
−
−
−
+
�

wwry
ácido de
Bronsted
Lowry
base d
NH aq OH aq
�

� 4
+ −
−
−
+( ) ( )
 ee
Bronsted
Lowry
−
−
� 
Possuem caráter ácido +H O( ) e NH (aq).
2 4
c) Estruturas de Lewis:
N NN H H H H
H
NH H
H
H+
d) KP = 1,8 · 10
3
 atm
2
40. Soma: 02 + 04 + 08 + 16 = 30
41. E
42. A
43. C
44. C
45. D
46. C
47. A
48. C
49. D
50. Quando se adiciona KNO3 a esse solo, a
cor das flores produzidas é a vermelha,
pois o KNO3 é um sal proveniente de
ácido e base forte. Desse modo, o meio
tende a ser neutro
Para que se produzam hortênsias azuis,
o aditivo que deve ser acrescentado, em
quantidade adequada, é o Al2(SO4)3. O
sal é proveniente de uma base fraca e
um ácido forte, por isso tem a capacida-
de de tornar o meio mais ácido.
 Nome do óxido (CaO): óxido de cálcio
Equação química completa da reação com
a água: + →CaO(s) H O( ) Ca(OH) (aq)
2 2
51. C
52. E
53. C
54.
a) NH H O NH g H O
ou
NH OH NH g H O
4 2 3 3
4 3 2
+ +
+ −
+ +
+ +


( )
( )
b) Percebe-se cheiro mais forte de amônia
no tubo 2.
A adição de Na2CO3 torna o meio mais
básico (maior Kb), o que provoca maior
consumo de H
+
, deslocando o equilíbrio
para a direita e favorecendo a formação
de amônia (NH3).c) O cloreto de amônio é um sal de caráter
ácido, pois é proveniente de um ácido
forte (HCl) e uma base fraca (NH4OH).
Portanto, a hidrólise do cátion origina
uma solução com pH < 7.
55. B
56. A
57. D
58. B
59. D
60.
a) + +− −�
  
CO H O OH HCO
3
2
2
caráter
alcalino
3
b) 4 500 kg
c) 4 500 100
4
180
4 500 100
10
2
kg
m
m kg
kg
m
m
Nitrogênio
Nitrogênio
K O
%
%
%
%
=
KK O kg2 450=
K O
K O
M g mol M g mol
M g mol
2
39 1 16 0
2 39 1 16 0 94 2
= =
= ⋅ + =
, ; ,
, , ,
994 2 2 39 1
450
2
2
, ,g de K O g de K
kg de K O mpotássio
⋅
=m kgpotássio 373 57,
61. + →�
     
C (g) 2NaOH(aq)2
Gás
cloro
Hidróxido
de sódio
→ + +�
  
�
  
�
  
1 NaC O(aq) 1 NaC (aq) 1 H O( )
Hipoclorito
de sódio
Cloreto
de sódio
2
Água
Justificativa do pH ser maior do que 7,0
na solução aquosa do hipoclorito de só-
dio se deve à hidrólise do hipoclorito de
sódio (NaClO).
62. E
63. C
64
a) Equacionando a neutralização:
HCN + NaOH→ NaCN + H2O
Da estequiometria, há formação de
0,8 · 10
–3
 mol de sal e há excesso de
4,2 · 10
–3
 mol de ácido
Considerando a dissociação do sal e a
ionização do ácido, temos:



−
−


NaCN Na + CN
HCN H + CN
+
+
A constante de ionização do ácido é
dada por:
Ka
H CN
[HCN]
=
⋅+[ ] [ ]
Hipótese simplificadora: [CN
–
] = [NaCN],
pois o ácido HCN é fraco e a quantida-
de de CN
–
 proveniente do ácido é muito
pequena. Portanto:
[ ]
,
,CN
mol
L
mol/L
− =
⋅
⋅
= ⋅ −
0 8 10
58 10
1 4 10
3
3
2
237
[ ]
,
,HCN
mol
L
mol/L=
⋅ −
⋅ −
= ⋅ −
4 2 10
3
58 10
3
7 2 10
2
Utilizando a equação da constante de
ionização do ácido:
6 2 10
10 1 4 10
2
7 2 10
2
,
[ ]
,
⋅
−
=
+
⋅ ⋅
−
⋅
−
H ,
∴ [ ] ,H mol/L
+
= ⋅
−
3 2 10
9
b) A equação química que representa a
reação de hidrólise dos íons −CN é dada
por:
+ +� CN (aq) H O( ) HCN(aq) OH (aq)
2
65.
a) Os produtos formados após a solubiliza-
ção e reação da ureia com a água são
os íons −NH e CO
4
+
3
2 .
Esses íons provocam hidrólise de acor-
do com as equações:
� NH (aq) + H O( ) NH (aq) + H O (aq)
4
+
2 3 3
+
− −
� CO (aq) + H O( ) HCO + OH (aq)
3
2
2 3
Como o meio fica básico, podemos con-
cluir que a hidrólise do íon −CO
3
2 ocorre
em maior extensão que a do íon NH
4
+
Assim, ocorre uma produção de maior
OH
–
(aq) que de H3O
+
(aq), deixando o
meio básico.
b) De acordo com o texto, a ureia tem um
cheiro forte, sendo uma substância vo-
látil. Assim, o aumento da temperatura
pode fazer parte da ureia sublimar, di-
minuindo a produção de NH
4
+ usado
pelas plantas. Além disso, o aumento da
temperatura liberaria NH3(g) para a at-
mosfera, deslocando o para a direita o
equilíbrio mostrado a seguir, consumin-
do oNH
4
+ que seria usado pelas plantas.
� NH (aq) + H O( ) NH (aq) + H O (aq)
4
+
2 3 3
+
Já em solos básicos, também ocorreria
diminuição do NH
4
+ pelo deslocamento
do mesmo equilíbrio. Neste caso, a dimi-
nuição do H3O
+
, isto é, a diminuição da
acidez, também desloca o equilíbrio, con-
sumindo oNH
4
+
 e diminuindo a quantidade
de nitrogênio disponível para as plantas.
66.
a) CaF2(s)→ Ca
2+
(aq) + 2 F
–
(aq)
Kps = [Ca
2+
] · [F
–
]
2
3,2 · 10
–11
 = x · (2 x)
2
x = 2,0 · 10
4
 mol/L
[F
–
] = 2 · 2,0 · 10
–4
 = 4,0 · 10
–4
 mol/L
19 g mol de F
–
 x g 4,0 · 10
4
 mol de F
–
x = 7,6 . 10
–3
g
Portanto, a concentração de F
–
 em uma
solução saturada de CaF2 é superior a
1 ppm.
b) O íon alumínio sofre hidratação. Na se-
quência, o íon alumínio hexaidratado
libera H
+
, que por sua vez combina com
F
–
, formando o ácido fraco HF:
Al
3+
 + 6 H2O [Al (H2O)6]
3+
[Al (H2O)6]
3+
 +H2O
 H3O
+
 + [Al (H2O)5(OH)]
2+
H3O
+
 + F
–
 H2O + HF
67.
+  →←  +
+ α
NH + CN H O HCN NH OH
4 2 4
0,1 0,1 0,1 0,1
–0,1 α –0,1 α +0,1 α +0,1 α
0,1 (1 – α) 0,1 (1 – α) 0,1 α 0,1 α
A constante de hidrólise é dada por:
Kh
Kw
Ka Kb
=
⋅
∴ =
⋅ ⋅ ⋅
=
−
 Kh
Kh
10
6 2 10 1 76 10
0 92
14
10 5
, ,
,
Para cálculo do pH, temos:
H O H OH K K
HCN OH CN H O K
K
K
K
NH
w
h
a
w
2 1
2 2
4
1


+ −
− −
+ =
+ + = =
++ +
+ +
+ + = =
+ + +
H O NH OH H K K
K
K
NH HCN H O H CN
h
w
b
2 4 3
4 2
2


−− +
= ⋅ ⋅ =
⋅
 NH OH
K K K K
K K
K
w a
b
4
1 2 3
Como =+ −[NH ] [CN ]
4
 e [HCN] = [NH4OH],
temos:
[ ] ]
,
,
H
K K
K
w a
b
+ +
− −
−
=
⋅
∴ =
⋅ ⋅
⋅
2
14 10
5
10 6 2 10
1 76 10
 [H [
] ,
+ = ⋅5 94 1[H 00 10− mol/L
pH = 9,23
68. E
69. A
70.
a) Precipitará primeiro o hidróxido menos
solúvel, ou seja, o que tiver o menor Kps.
COH < BOH < AOH
b) AOH(s) A
+
(aq) + OH
–
(aq)
OH
K
A
mol L
ps−
+



 = = =
−
−
[ ] ,
10
0 1
10
8
7 1
BOH(s) B
+
(aq) + OH
–
(aq)
OH
K
B
mol L
ps−
+



 = = =
−
− −
[ ] ,
10
0 1
10
12
11 1
COH(s) C
+
(aq) + OH (aq)
OH
K
C
mol L
ps−
+



 = = =
−
− −
[ ] ,
10
0 1
10
16
15 1
71.
a) �  �
�
+
=
=
= ⋅
= ⋅ = ⋅
+ −
+ −
−
− −
AgC (s) Ag (aq) C (aq)
 x x
K [Ag ][C ]
K x
x 2 10
x 2 10 1,42 10 mol / L
ps
ps
2
2 10
10 5
 +
=
= ⋅
= ⋅
= ⋅ = ⋅
+ −
+ −
−
− −
Mg(OH) (s) Mg (aq) 2OH (aq)
 y 2y
K [Mg ][OH ]
K y (2y)
4y 8 10
y 2 10 1,26 10 mol / L
2
2
ps
2 2
ps
2
3 12
123 4
Portanto, a solubilidade do Mg(OH)2 é
maior do que a solubilidade do AgCl.
b) +
+
+
= 







= ⋅
= ⋅
⋅ > ⋅
+
+ −
+ −
+ −
−
−



AgNO Ag NO
NaI Na I
AgI Ag I
z z
K Ag I
Q (1,0 10 )
Q 1,0 10
1,0 10 8 10
3 3
ps
ps
4 2
ps
8
8 17
Haverá formação de precipitado AgI.
72. A
73. B
74. D
75. D
76. Soma: 01 + 02 + 08 = 11
77.
a) [OH–] = 7,41 · 10
–9
 mol/L
b) A utilização do bicarbonato de sódio pode
gerar gás carbônico (CO2) por meio da
decomposição do H2CO3, que é um ácido
instável.
+ → +
→ + ↑
 HC NaHCO NaC H CO
H CO H O CO
3 2 3
2 3 2 2
78. C
79. A
80. D
81.
a) Incorreta. O iodeto de prata passa a
fazer parte da composição da água da
chuva.
b) Teremos a seguinte proporção estequio-
métrica:
AgI(s) Ag+(aq) + I (aq)
A concentração de iodeto de prata em
uma solução saturada a 25
o
C será igual
a 9,1 · 10
–9
 mol/L.
82. A
83. Soma: 02 + 08 + 16 = 26
84. C
85.
a) 55,56 dm3
b) Para solubilizar 1 mol de HgS são neces-
sários 3,3 · 10
25
 dm
3
 de água.
3 · 10
–26
 mol — 1 dm
3
 1 mol — x
x = 3,3 · 10
25
 dm
3
Portanto, o volume de água na Terra
não é suficiente para realizar a solubili-
zação de 1 mol de HgS.
86. C
87. Soma: 01 + 02 + 04 = 07
88.
a) 4,22 · 10–2 mol/L
b) H2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + 2 H2O
Na titulação ocorrerá a neutralização da
base e a formação do sulfato de bário
(BaSO4). Desse modo, a concentração de
íons em solução diminuirá até o ponto
de equivalência, quando a luz da
lâmpada se apagará. Ao continuar adi-
cionando ácido sulfúrico, os íons em