Questoes fisica FQ Leya_pag373

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3.1 De acordo com o gráfico o pH da amostra de água diminui 
com o aumento da temperatura, o que permite concluir que, 
nessa amostra, a concentração hidrogeniónica, [H,01, aumenta 
com o aumento de temperatura. Numa amostra de água pura as 
concentrações dos iões oxónio, Hp• (aq), e hidróxido, OW (aq), 
são iguais entre si. Consequentemente, a expressão do produto 
iónico da água, Kw, pode ser escrita em função do valor numérico 
da concentração de Hp• (aq): Kw = IH,O•1 IOH-1 = IH,0'12. Assim, 
um aumento da concentração hidrogeniónica, [H,o •J, implica um 
aumento de Kw. Conclui-se que Kw aumenta com o aumento de 
temperatura. 
3.2 Valor de pH a 45 ºC, pH = 6,7. 
Cálculo da concentração hidrogeniónica na água, a essa tempe­
ratura: [H,o •J = 10-••1 mol dm-3 = 2 ,00 x 10-1 mol dm-3. 
Cálculo de Kw, a essa temperatura: como em água pura [H, o •J = 
= [OH-J, tem-se Kw = IHp •11OH-1 = IHp •12 = (2,00 x 10-7)2 = 4 ,0 x 10-14_ 
3.3 (8). Com a diminuição da temperatura, o valor do pH aumenta 
e a concentração hidrogeniónica, [Hp •J, dim inui, não havendo, 
contudo, alteração do caráter neutro da água uma vez que as 
concentrações dos iões H, o • e OH- se mantêm iguais entre si. 
4.1 (D). menor pH ⇒ maior acidez. O suco gástrico é a solução mais 
ácida, logo, é o que contém maior concentração hidrogeniónica. 
[H, o ·Jio,mcelu@t 10-6,9 = 100,s = 316 
[H,o ·iplasma 10-7.4 , 
4.2 Intervalo de pHpiasma [7,0; 7,8]; [H
3
O+lmax = 1,0 x 10-7 mol dm-3 
4.3 (A). [H
3
O•JP"sma = 10-7,4 mol dm-3= 3,98 x 10-• mol dm-3 
IH 0 ·1 1Hco-1 1Hco -1 K 7,94 x 10-1 
K = 3 e 3 e => __ 3_e = ___ = ____ = 20 
1co,1. 1co,1. 1Hp·1. 3,98 x 10-s 
5. (A). O HCC é um ácido forte, assim, [H,01 = [HCfl,n1e1ar 
Sendo a concentração de [H,01 = 10-pH mol dm-3, a variação per­
centual da concentração de H,o • é: 
10-3,oo mol dm-3 -10-3.50 mol dm-3 
----
1
-
0
-_-3_-00
-m-
0
-
1 
_d_m __ -3--- x 100% = - 68,4%, o que significa 
que diminuiu 68,4%. O quociente entre a concentração inicial de 
10-3,oo mol dm-3 
H3O• e a da solução diluída é 
10
_3_50 mol dm_3 = 3,16. Como a 
quantidade não varia, diminuindo a concentração tem de aumen­
tar o volume, sendo na solução final V soiuçào nna, = 3,16 x 100 cm3 = 
= 316 cm3 = 0,316 dm3. 
6. (B) e (C) . As duas equações traduzem reações ácido-base, 
pois há t ransferência de iões hidrogénio, H', de um ácido (H
2
O e 
HNO,) para uma base, NH3 e H
2
O, respet ivamente. 
7.1 (D) HX 7) há consumo de 
H,O', pelo que, de acordo com o Princípio de Le Châtelier, é favo­
recida a reação de ionização do ácido acético e não a sua forma­
ção. No equilíbrio prevalece a espécie CH3COOH, pois a reação 
é pouco extensa no sentido direto. Consequentemente, é baixa a 
concentração d e Hp•, daí a baixa acidez do ácido acético. 
K 1,0 X 10-14 
Kb(CH3Coo-) = / = 
178 
x 
10
_5 = 5,6 x 10-10
• Como Kb > Kw o ião 
a , 
acetato sofre hidrólise de acordo com a equação 
CH3coo- (aq) + H,O (C) s='- CH3COOH (aq) + OH- (aq), pelo que 
as soluções de ião acetato são básicas (pH > 7). 
9.2 a) De acordo com a estequiometria da reação, 1 mol d e 
CH3COOH origina 1 mol de CH,coo- e 1 mol de Hp•. 
.. ■!l!!·I·■ 
Início/ mol 2 ,7 X 10-3 
Variação / mol -X +x 
Equilíbrio / mol 2,7 X 10-3 - X +x 
x = [H,o •i. = 10-3 .1o mol dm-3 = 2,00 x 10-4 mol dm-3 
(2,7 x 10-3 - 2,00 x 10-•) mol 
[CH3COOH]não1on1rndo = _____ 1_d_m_3 ___ _ 
= 2,5 x 10-3 mol dm-3 
IHp·1 ICH3coo-1 
b) K = e e e IHp•1. = ICH
3
COO-le 
a ICH3COOHle 
(2,0 X 10 -4)2 
K, = 2 ,5 x 10-3 = 1,6 x 10-s 
+x 
+x 
e) (D). Numa medição, os erros sistemáticos são a componente 
do erro que permanece constante ou varia de maneira previsíve l. 
10.1 (A). O pH da água do rio diminui. Consequentemente, a 
concentração em H3O• aumenta, pelo que a concentração em 
OH- diminui, pois IH,O•1 IOH-1 = Kw. O HCC é um ácido forte, pelo 
que a sua ionização em água é muito extensa (ionização com­
pleta), o que contribuiu para um aumento drástico da acidez da 
água do rio , provocando a d estruição da vida aquática. A inj eção 
de milhões de metros cúbicos de água apenas contribuiu para a 
diminuição da concentração (di lu ição). 
10-3-2 mol dm-3 
7,9 X 103• 
[H o •J 10-1-1 mol dm-3 
3 Inicial 4 X 1Q6 
10.2 M (HCt') = 36,46 g mo1-1 ⇒ nHC, = g 
1 
= 1,1 x 105 mol. 
36,46 g mo1-
De acordo com a equação química, 2 mol de HC€ é estequiome­
tricamente equivalente a 1 mol de CaCO
3
: 
1 mol caco 
n = (11 x 105 mol de HCC) x 
3 = 5 5 x 104 mol caco 
caco, ' 2 mol HCC ' 3 
M(CaCO,) = 100,09 g mo1-1 ⇒ mcac03 = 5,5 x 104 mol x 100,09 g mo1-1= 
= 5 ,5 X 106 g = 5,5 t 
11. (O). O titulado (pH = 9,5) é uma base (pH > 7, a 25 ºC) e o titu­
lante terá de ser um ácido, uma vez que a titulação ácido-base é 
uma técnica analítica que se baseia numa reação de neutraliza­
ção. No ponto de equivalência nenhum dos reagentes (ácido e 
base) se encontram em excesso, sendo a mistura resultante uma 
solução aquosa do sal que se formou na reação de neutraliza­
ção. A extensão d as reações dos iões do sal com a água, com a 
consequente formação de iões H,o • ou OH-, determina o caráte r 
ácido ou básico da respetiva solução. Neste caso, a solução final 
tem caráter ácido, porque tem pH = 4 ,5, que é inferior a 7. Sig­
nificando que foram originados iões H3O• na hidrólise do catião 
do sal obtido após a reação de neutralização. Assim, pode pres­
su por-se que o catião do sal é o ácido conjugado de uma base 
fraca. Como apenas um dos iões se hidrol isa, o anião é a base 
conjugada de um ácido forte, pelo que não se hidrol isa e por isso 
não contribui para alterar o valor do pH da solução. 
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