Gabarito_da_Tarefa_2_-_Reaes_em_solues_aquosa

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Gabarito da Tarefa 2 
 
1 – Qual das seguintes representações esquemáticas melhor 
descreve uma solução aquosa de Li2SO4 (por questões de 
simplificação, as moléculas de água foram omitidas)? 
 
 
 
 
Solução: 
 
O diagrama (c) representa Li2SO4. 
 
2 – A acetona, CH3COCH3, é um não eletrólito; o ácido hipocloroso, 
HClO, é um eletrólito fraco; e o cloreto de amônio, NH4Cl um 
eletrólito forte. (a) Quais solutos estão presentes em solução aquosa 
de cada composto? (b) Se 0,1 mol de cada composto for dissolvido 
em uma solução, qual apresentará 0,2 mol de partículas de soluto, 
0,1 mol de partículas de soluto e entre 0,1 e 0,2 mol de partículas de 
soluto? 
 
Solução: 
 
(a) Acetona (não eletrólito): CH3COCH3(aq), somente 
 
 moléculas 
 Ácido hipocloroso (eletrólito fraco): moléculas de 
 
 HClO(aq), íons H+(aq) e ClO-(aq) 
 
 
 Cloreto de amônia, (eletrólito forte): íons NH4
+(aq) 
 
 e Cl-(aq) 
 
 
(b) NH4Cl, 0,2 mol de partículas de soluto 
 
 HClO, entre 0,1 e 0,2 mol de partículas de soluto 
 
 CH3COCH3, 0,1 mol de partículas do soluto 
 
3 – Identifique o precipitado formado (se houver) quando as 
seguintes soluções são misturadas, e escreva uma equação 
balanceada de cada reação. 
 
(a) Sn(NO3)2 e NaOH 
 
(b) NaOH e K2SO4 
 
(c) Na2S e Cu(C2H3O2)2 
 
Solução: 
 
(a) Sn(NO3)2(aq) + 2 NaOH(aq) → Sn(OH)2(s) + 2 NaNO3(aq) 
 
(b) NaOH(aq) + K2SO4(aq) → Não há reação 
Não há formação de precipitado, e, portanto, não há reação. 
Não há nenhuma troca química para nenhum dos íons 
reagentes. 
(c) Na2S(aq) + Cu(C2H3O2)2(aq) → CuS(s) + 2 Na(C2H3O2)(aq) 
 
4 – Identifique cada uma das seguintes substâncias como um ácido, 
uma base, um sal ou nenhum desses opções. Indique se a 
substância existe em solução aquosa inteiramente na sua forma 
molecular, inteiramente na forma de íons, ou como uma mistura de 
moléculas e íons. 
 
(a) HF, (b) acetonitrila (CH3CN), (c) NaClO4, (d) Ba(OH)2. 
 
Solução: 
 
(a) HF – ácido fraco – mistura de íons e moléculas (eletrólito 
fraco) 
 
(b) CH3CN – somente moléculas (não eletrólito) 
 
(c) NaClO4 – sal – somente íons (eletrólito forte) 
 
(d) Ba(OH)2 – base forte – somente íons (eletrólito forte) 
 
5 – Classifique cada uma das substâncias como um não eletrólito, um 
eletrólito fraco ou um eletrólito forte em água: 
 
(a) HBrO, (b) HNO3, (c) KOH, (d) CH3COCH3 (acetona), (e) CoSO4, 
(f) C12H22O11 (sacarose). 
 
Solução: 
 
(a) HBrO – Eletrólito fraco 
 
(b) HNO3 – Eletrólito forte 
 
(c) KOH – Eletrólito forte 
 
(d) CH3COCH3 (acetona) – Não eletrólito 
 
(e) CoSO4 – Eletrólito forte 
 
(f) C12H22O11 (sacarose) – Não eletrólito 
 
 
6 – Qual dos seguintes íons sempre será um íon espectador em uma 
 reação de precipitação? (a) Cl-, (b) NO3
-, (c), NH4
+, (d) S2
-, (e) 
 SO4
2-. 
 
Solução: 
 
Letras (b) NO3
- e (c) NH4
+ serão sempre íons espectadores. 
 
7 – Escreva a equação molecular balanceada e a equação iônica 
simplificada das reações: 
 
(a) Carbonato de cálcio reage com uma solução aquosa de ácido 
nítrico. 
 
(b) Sulfeto de ferro(II) reage com uma solução aquosa de ácido 
 bromídrico. 
 
Solução: 
 
(a) CaCO3(s) + 2 HNO3(aq) → Ca(NO3)2(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
CaCO3(s) + 2 H+(aq) → Ca2+(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
 
(b) FeS(s) + 2 HBr(aq) → FeBr2(aq) + H2S(g) 
FeS(s) + 2 H+(aq) → Fe2+(aq) + H2S(g) 
 
 8 - Determine se cada uma das seguintes afirmações é verdadeira 
 ou falsa. Justifique suas respostas. 
 
(a) O ácido sulfúrico é um ácido monoprótico. 
 
(b) O HCl é um ácido fraco. 
 
(c) O metanol é uma base. 
 
 
Solução: 
(a) Falso, H2SO4 é um ácido dipróticos e tem dois átomos de 
hidrogênio ionizáveis. 
 
(b) Falso, HCl é um ácido forte. 
 
(c) Falso, CH3OH é um não eletrólito molecular. 
 
9 - Qual elemento é oxidado e qual é reduzido nas reações a seguir? 
 
(a) Ni(s) + Cl2(g) → NiCl2(s) 
 
(b) 3 Fe(NO3)2(aq) + 2 Al(s) → 3 Fe(s) + 2 Al(NO3)3(aq) 
 
(c) Cl2(g) + 2 NaI(aq) → I2(aq) + 2 NaCl(aq) 
 
(d) PbS(s) + 4 H2O2(aq) → PbSO4(s) + 4 H2O(l) 
 
Solução: 
 
(a) Ni (Ni, 0) → Ni2+ (Ni, 2), Ni é oxidado 
 
Cl2 (Cl, 0) → 2Cl- (Cl, -1), Cl é reduzido 
 
(b) Fe2+ (Fe, 2) → Fe (Fe, 0), Fe é reduzido 
Al (Al, 0) → Al3+ (Al, 3), Al é oxidado 
 
(c) Cl2 (Cl, 0) → 2Cl- (Cl, -1), Cl é reduzido 
2I- (I, -1) → I2, (I, 0), I é oxidado 
 
(d) S2- (S, -2) → SO4
2- (S, +6), S é oxidado 
H2O2 (O, -1) → H2O (O, -2), O é reduzido 
 
10 – Usando a série de atividade da Tabela 4.5, escreva as equações 
químicas balanceadas das seguintes reações? Se não ocorrer reação, 
escreva NOR. 
(a) Al(s) + NiCl2(aq) → 
 
(b) Ag(s) + Pb(NO3)2(aq) → 
 
(c) Cr(s) + NiSO4(aq) → 
 
(d) Mn(s) + HBr(aq) → 
 
(e) H2(g) + CuCl2(aq) → 
 
 
Solução: 
 
Dado: um metal e uma solução aquosa. Encontrar: a equação 
balanceada. 
Use a tabela 4.5. Se o metal está acima da solução aquosa, a reação 
irá ocorrer; se a solução aquosa está acima, não há reação. Se a 
reação ocorrer, preveja as produtos permutando as cátions (um íon 
ou H+), e depois faça o balanceamento da equação. 
 
(a) 2 Al(s) + 3 NiCl2(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 Ni(s) 
 
(b) Ag(s) + Pb(NO3)2(aq) → NOR 
 
(c) 2 Cr(s) + 3 NiSO4(aq) → Cr2(SO4)3(aq) + 3 Ni(s) 
 
(d) Mn(s) + 2 HBr(aq) → Mn(Br)2(aq) + H2(g) 
 
(e) H2(g) + CuCl2(aq) → 2 HCl(aq) + Cu(s) 
 
11 - Indique a concentração de cada íon ou molécula presente nas 
seguintes soluções: 
 
(a) NaOH 0,14 M 
 
(b) CaBr2 0,25 M 
 
(c) CH3OH 0,25 M 
 
(d) uma mistura de 50,0 mL de KClO3 0,10 M e 25,0 ml de 
Na2SO4 0,20 M. Suponha que os volumes sejam aditivos. 
 
 
Solução: 
 
Dado a fórmula e a concentração de cada soluto, encontrar a 
concentração de cada espécie em solução. Decida qual soluto é forte, 
fraco ou não eletrólito, e quais espécies estão em solução e suas 
concentrações. 
 
(a) NaOH (base forte, eletrólito forte): 0,14 M de Na+; 
0,14 M de OH- 
 
(b) CaBr2 (composto iônico, eletrólito forte): 0,25 M de 
 Ca2+; 0,25 x 2 = 0,5 M de Br- 
 
(c) CH3OH (soluto molecular, não eletrólito): 0,25 M de 
 CH3OH 
 
(d) Mistura de duas soluções, KClO3 (eletrólito forte) e Na2SO4 
 (eletrólito forte). Na realidade, é uma diluição. Logo, 
 podemos resolver por: 
 
c1 x v1 = c2 x v2 
 
𝑐2= 
𝑐1 𝑥 𝑉1
𝑉2
, onde v2 é o volume total da solução; 
 v2 = 0,050 L + 0,0250 L = 0,075 L 
K+: 
0,10 
 𝑚𝑜𝑙
𝐿
 𝑥 0,050 𝐿 
0,075 𝐿
 = 0,0667 = 0,067 M 
 
ClO3
-: concentração do ClO3
- = concentração de K+ 
 = 0,067 M 
 
SO4
2-: 
0,20 
𝑚𝑜𝑙
𝐿
𝑥 0,0250 𝐿
0,075 𝐿
 = 0,0667 = 0,067 M 
 
Na+: concentração de Na+ = 2 x concentração de SO4
2- = 
 2 x 0,067 = 0,134 = 0,13 M 
 
12 – (a) Partindo de sacarose sólida C12H22O11, descreva como 
você prepararia 125 ml de uma solução 0,150 M de sacarose. 
 
(b) Descreva como você prepararia 400,0 mL de C12H22O11 0,100 M 
partindo de 2,00 L de C12H22O11 1,50 M. 
 
Solução: 
 
(a) csacarose(M) = 
𝑛𝑠𝑎𝑐𝑎𝑟𝑜𝑠𝑒
𝑉(𝐿)
 ; v = 125 ml = 0,125 L 
 
nsacarose = csacarose x v(L) = 0,150 mol/L x 0,125 L = 0,01875 mol 
 
msacarose = 0,01875 mol de C12H22O11 x 
342,3 𝑔 𝑑𝑒 𝐶12𝐻22𝑂11
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶12𝐻22𝑂11
 
 = 6,42 g de C12H22O11 
 
Procedimento: Adicione essa quantidade de sólido a um balão 
volumétrico de 125 ml, com uma pequena quantidade de água, 
dissolva e em seguida adicione água até o traço de aferição do balão. 
Agite para garantir a homogeneização completa da mistura. 
 
(b) Trata-se na realidade de uma diluição. Então podemos 
 
calcular o volume da solução concentrada por: 
 
 
cc x vc = cd x vd 
 
1,50 mol/L x vc = 0,100 mol/L x 400,0 mL 
 
 vc = 
0,100 
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 𝑥 400,0 𝑚𝐿
1,50 𝑚𝑜𝑙/𝐿= 26,6666 = 26,7 mL 
 
Procedimento: Encher uma bureta de 50,0 mL com a solução de 
C12H22O11 (sacarose), 1,50 M. Despejar 26,7 mL da solução em um 
frasco (balão volumétrico) de 400,0 ml e adicionar água até a marca, 
agitar para a completa homogeneização. 
 
13 – Um pouco de ácido sulfúrico é derramado em uma bancada de 
laboratório. Você pode neutralizar o ácido borrifando bicarbonato de 
sódio sobre ele e, em seguida remover a solução resultante com um 
pano. O bicarbonato de sódio reage com o ácido sulfúrico da seguinte 
maneira: 
 
2 NaHCO3(s) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) + 2 CO2(g) 
 
O bicarbonato de sódio é adicionado até que pare a efervescência 
provocada pela formação do CO2(g). Se 27 mL de H2SO4 6,0 M 
foram derramados, qual será a massa mínima de NaHCO3 que deve 
 ser adicionada ao líquido derramado para neutralizar o ácido? 
 
Solução: 
 
Dados: concentração em quantidade de matéria (molaridade) e o 
volume do ácido (27,0 ml = 0,027 L). Encontrar: massa da base 
A equação balanceada é: 
 
2 NaHCO3(s) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) + 2 CO2(g) 
 
Calcule mol de H2SO4: 
 
mol de H2SO4 = c x v(L) = 6,0 mol/L x 0,027 L = 0,162 mol de 
 H2SO4 
2 mol de NaHCO3 ≃ 1 mol de H2SO4 
 mol de NaHCO3 = 0,162 mol de H2SO4 x 
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4
 
 = 0,324 mol de NaHCO3 
 
 massa de NaHCO3 = 0,324 mol de NaHCO3 x 
84,01 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3
 
 = 27,22 g = 27 g de NaHCO3 
Ou: 
 
0,027 L x 
6,0 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4
1𝐿
 x 
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4
 
X 
84,01 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3
 = 27,22 g = 27 g de NaHCO3 
 
14 – Uma amostra de Ca(OH)2 sólido é agitada em água a 30°C até 
que a solução contenha o máximo possível de Ca(OH)2 dissolvido. 
Retirou-se uma amostra de 100 mL dessa solução e titulou-se com 
HBr 5,00 x 10-2 M. São necessários 48,8 ml da solução ácida para 
a neutralização. Qual é a concentração em quantidade de matéria da 
solução de Ca(OH)2? Qual é a solubilidade do Ca(OH)2 em água, a 
30°C, em gramas de Ca(OH)2 por 100 mL de solução? 
 
Solução: 
 
Dados: c e v de HBr, v de Ca(OH)2. Encontrar: c de Ca(OH)2, g de 
Ca(OH)2 / 100 mL de solução 
mol de HBr → mol de Ca(OH)2 → 𝑐𝐶𝑎(𝑂𝐻)2
 → g de Ca(OH)2/100 ml 
Escreva a equação balanceada. A reação descrita acima é uma reação 
de neutralização: 
 
2 HBr(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaBr2(aq) + 2 H2O(l) 
 
0,0488 L de solução HBr x 
5,00 𝑥 10−2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐵𝑟
1 𝐿 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 
x 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐵𝑟
 x 
1
0,100 𝐿 𝑑𝑒 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 
 = 1,22 x 10-2 M de 
 Ca(OH)2 
 
Da concentração (ou molaridade) da solução saturada, nós podemos 
calcular gramas de Ca(OH)2 solúveis em 100 ml de H2O 
 
0,100 L de solução x 
1,22 𝑥 10−2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2
1 𝐿 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 x 
74,01 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2
 = 0,0904 g de Ca(OH)2 em 100 mL de solução 
 
15 – Uma amostra de 0,5895 g de hidróxido de magnésio impuro é 
dissolvida em 100,0 mL de uma solução de HCl 0,2050 M. Para que o 
excesso de ácido seja neutralizado, é preciso 19,85 mL de NaOH 
0,1020 M. Calcule a percentagem em massa de 
hidróxido de magnésio na amostra, considerando que essa é a única 
substância que reage com a solução de HCl. 
 
Solução: 
Dado: Massa impura de Mg(OH)₂; M e o volume (em excesso) de 
 HCl; M e volume de NaOH. 
Encontrar: % em massa de Mg(OH)₂ na amostra. 
 
Escrever as equações balanceadas: 
 
Mg(OH)2(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + 2 H2O(l) 
 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
 
Calcular: 
 
mols total de HCl: 
n = M(HCl) x v(L)(HCl) 
 = 0,2050 mol/L x 0,1000 L = 0,02050 mol de HCl total 
 
mol em excesso de HCl: 
n(excesso) = mol de HCl que reagiu com NaOH 
 = M(NaOH) x v(L)(NaOH) = 0,1020 mol/L x 0,01985 L 
 = 0,0020247 mol de NaOH 
 
mol de HCl que reagiu com Mg(OH)2: 
n = mol de HCl total – mol em excesso de HCl = 0,02050 mol 
 – 0,0020247 mol = 0,01848 mol de HCl (que reagiu com Mg(OH)2) 
 
Use a razão molar para obter mol de Mg(OH)2 na amostra, e a massa 
molar de Mg(OH)2 para obter g de Mg(OH)2 puro. 
 
0,01848 mol de HCl x 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 Mg(OH)2 
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
 x 
58,32 𝑔 𝑑𝑒 Mg(OH)2
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 Mg(OH)2 
 
= 0,5387 g de Mg(OH)2 
 
% em massa de Mg(OH)2 = 
𝑔 𝑑𝑒 Mg(OH)2
𝑔 𝑑𝑎 𝑎𝑚𝑜𝑠𝑡𝑟𝑎
 x 100% = 
 
0,5387 𝑔 𝑑𝑒 Mg(OH)2
0,5895 𝑔 𝑑𝑎 𝑎𝑚𝑜𝑠𝑡𝑟𝑎
 x 100% = 91,40 % de Mg(OH)2