Química | Lista de Equilíbrio Aquoso

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Lista de Equilíbrio Aquoso (pH e pOH)
1) A água participa em reações com diversas espécies químicas, o que faz com que ela seja empregada como solvente e reagente; além disso, ela toma parte em muitos processos, formando espécies intermediárias e mais reativas.
I. HNO2 + H2O → NO2– + H3O+
II. NH3 + H2O → NH4+ + OH–
III. O2– + H2O → OH– + OH–
De acordo com a teoria de ácidos e bases de Brönsted-Lowry, a classificação correta da água nas equações I, II e III é, respectivamente:
a) base, base e ácido.
b) base, ácido e ácido.
c) base, ácido e base.
d) ácido, base e ácido.
e) ácido, base e base.
2) Aplicando-se o conceito ácido – base de Bronsted-Lowry à reação a seguir equacionada, verifica-se que:
HClO4 + H2SO4 → ClO4 – + H3SO4 +
a) HClO4 e H2SO4 são ácidos.
b) H2SO4 e ClO4 – são bases.
c) H2SO4 é ácido e HClO4 é base.
d) ClO4 – é base conjugada do H3SO4 + .
e) H3SO4 + e H2SO4 são ácidos.
3) De acordo com Bronsted Lowry, “um ácido libera prótons para uma base e uma base aceita prótons de um ácido.”
HCl + NH3 <-> NH4+ + Cl-
Na equação acima, dentro do conceito de Bronsted Lowry, são ácidos as espécies químicas:
HCl e NH3
HCl e NH4+
HCl e Cl-
NH3 e NH4+
NH4+ e Cl-
4) Considere o equilíbrio ácido-base a seguir:
HNO3 + H2SO4 <-> H2NO3+ + HSO4-
De acordo com esse conceito, assinale a opção correta.
HNO3 e H2SO4 são os ácidos conjugados de um sistema.
H2NO3+ e HSO4- são as bases conjugadas de um sistema.
H2SO4 e HSO4- são o ácido e a base conjugados de um sistema.
HNO3 e H2NO3+ são o ácido e a base conjugados de um sistema.
H2SO4 e H2NO3+ são o ácido e a base conjugados de um sistema.
5) Ao dissolver-se o CO2 em água, estabelecem-se os seguintes equilíbrios químicos:
I) CO2 + H2O <-> CO2
II) CO2 + H2O <-> H2CO3
III) H2O + H2CO3 <-> H3O+ + HCO3-
IV) H2O + HCO3- <-> H3O+ + CO32-
Nesse conjunto de equações entre as espécies que funcionam como bases ou bases conjugadas de Bronsted Lowry estão:
H2O e CO2
H2O e HCO3-
H3O+ e HCO3-
H2CO3 e H3O+
CO2 e H3O+
6) Considere uma solução 0,01 mol . L1- de um monoácido forte genérico HA e indique a alternativa correta.
a) O pH é igual a 1.
b) O pH é menor que 1.
c) O pH é maior que 1.
d) [HA] é muito maior que [A-].
e) [A-] = 0,1 mol . L1-.
7) Calcule o pH e o pOH de CH3COOH 0,15 mol/L. Dado: Ka = 1,8 x 10-5
8) Calcule o pH e o pOH de NH3 0,10 mol/L. Dado: Kb = 1,8 x 10-5
9) Indique a alternativa que contém o pH da solução que se obtém ao ser feita a dissolução de 5,6g de KOH em 1 litro de água.
a) 1,0
b) 3,0
c) 11,0
d) 13,0
Dado: Massa molar KOH = 56g/mol
10) Sabendo que as concentrações de H+ no sangue humano podem situar-se entre 5 x 10-8 e 3 x 10-8 mol/L, calcule a faixa de pH do sangue.
Dados: log 5 = 0,7 e log 3 = 0,5
11) De acordo com a tabela abaixo, responda à situação.
pH < 1,5 → prevalece o SO2
pH entre 1,5 e 6,5 → prevalece o íon HSO3-
pH > 6,5 → prevalece o íon SO32-
Analisou-se uma amostra de vinho a 25°C, encontrando-se uma concentração de íons OH- igual a 1,0 x 10-10 mol/L. Nessas condições qual deve ser o composto predominante na solução? Explique sua resposta. Dado: Kw = 1,0 x 10-14
12) Entre os líquidos da tabela, assinale a alternativa que os dois têm caráter ácido.
Líquidos [H+] [OH-]
Leite 1,0 x 10-7 1,0 x 10-7
Água do mar 1,0 x 10-8 1,0 x 10-6
Refrigerante 1,0 x 10-3 1,0 x 10-11
Café preparado 1,0 x 10-5 1,0 x 10-9
Lágrima 1,0 x 10-7 1,0 x 10-7
Água de lavadeira 1,0 x 10-12 1,0 x 10-2
Café e Lágrima.
Lágrima e Leite.
Refrigerante e Água de lavadeira.
Água do Mar e Leite.
Refrigerante e Café.
13) Calcule o pH e o pOH de 
(a) amônia para limpeza caseira, para qual a molaridade de OH– é cerca de 3×10-3 mol.L-1; Classifique como ácido ou básico.
(b) HClO4(aq) 6,0×10-5 mol.L-1 . Classifique como ácido ou básico.
14) Assinale, das misturas citadas, aquela que apresenta maior caráter ácido.
a) Leite de magnésia, pH = 10
b) Suco de Laranja, pH = 3,0
c) Água do Mar, pH = 8,0
d) Leite de Vaca, pH = 6,3
e) Cafezinho, pH = 5,0
15) Considerando que a solubilidade do Ca3(PO4)2, a 25ºC, vale 10-6 mol/L, qual será o valor do produto de solubilidade (KPS) para esse composto?”
16)  O hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, é uma base fraca pouco solúvel em água, apresentando constante de produto de solubilidade, KPS, igual a 4 . 1012. Uma suspensão dessa base em água é conhecida comercialmente como “leite de magnésia”, sendo comumente usada no tratamento de acidez no estômago. Calcule, em mol/L, a solubilidade do Mg(OH)2, numa solução dessa base.
17)  A 36,5 °C a solubilidade do sulfato de bário em água (BaSO4(aq)) é igual a 1,80.10-5mol/L. Calcule o produto da solubilidade desse sal a 36,5 °C.
18) Em uma determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata em água é 2,0.10-2 mol/L. Qual o valor do produto de solubilidade (Kps) desse sal a mesma temperatura?
19)  A solubilidade do fluoreto de cálcio, a 18 °C, é 2.10-5 mol/litro. O produto de solubilidade desta substância na mesma temperatura é:
a) 8,0 × 10-15
b) 3,2 × 10-14
c) 4 × 10-14
d) 2 × 10-5
e) 4 × 10-5
20)  O produto de solubilidade do carbonato de cálcio (CaCO3), que apresenta solubilidade de 0,013 g/L a 20°C, é:
a) 1,69 × 10-4
b) 1,69 × 10-8
c) 1,30 × 10-2
d) 1,30 × 10-8
e) 1,69 × 10-2
21) Calcule o pH da solução resultante da mistura entre volumes iguais de ácido sulfúrico (H2sO4) de pH=1,0 com hidróxido de lítio de pH=13,0. Considere que o ácido e a base são fortes, e que o ácido sulfúrico é diprótico.
22) Volumes iguais de H2SO4 com concentração 3M e LiOH com concentração 3M são misturados. Qual o pH e o pOH da solução final? Classifique-a.
23) Se for preciso testar o pH de uma sustância utilizando o indicador ácido base fenolftaleína, como por exemplo o detergente, que possui pH entre 8,0 e 9,0, qual seria a cor obtida durante a reação?
24) O pH de uma solução-tampão formada pela mistura de solução com 0,1 mol . L-1 de ácido acético e solução com 0,5 mol . L-1 de acetato de sódio é:
a) 4,45.
b) 4,75.
c) 5,00.
d) 5,45.
e) 5,95.
25) Uma mistura de ácido láctico (CH3CH(OH)COOH) e lactato de sódio (CH3CH(OH)COONa) em solução aquosa funciona como uma solução-tampão, ou seja, praticamente não muda seu pH pela adição de H+ ou OH-. Uma solução contendo 0,12 mol/L de ácido láctico e 0,12 mol/L de lactato de sódio tem pH que pode ser calculado pela equação:
pH = pKa + log [sal]  
                      [ácido]
Ka = 1,0x10-4 = constante de ionização do ácido. Negligenciando a quantidade de ácido que sofre ionização, determine o valor do pH da solução.
26) Um litro de solução-tampão contém 0,2 mol/L de acetato de sódio e 0,2 mol/L de ácido acético. Ao acrescentar hidróxido de sódio, o pH da solução alterou-se para 4,94. Considerando que o pKa do ácido acético é de 4,76 a 25ºC, qual é a variação no pH da solução tampão?
27) 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. Assim, determine o pH da solução preparada. (Dados: Ka = 1,8×10-5, log 1,8 = 0,26)
28) Qual deve ser a concentração de íons acetato (H3CCOO-) presentes em soluções de ácido acético (H3CCOOH) 0,500 mol/L para produzir uma solução com pH = 5,00?
Dados: Ka = 1,8 x 10-5; pKa = 4,74 = - log Ka; 100,26= 1,8
29) Considere uma solução aquosa de íons cromato (CrO42-) e dicromato (Cr2O7-4), em equilíbrio, conforme equação abaixo:
Assinale a afirmativa CORRETA:
a) A adição de NaOH favorecerá a formação de íons dicromato.
b) A redução no valor do pH favorecerá a formação de íons cromato.
c) A equação acima representa uma reação de oxirredução.
d) A diluição da solução não causa deslocamento no equilíbrio químico do sistema.
e) A adição de H2SO4 deslocaráo equilíbrio químico para a direita.
30) Considere o equilíbrio químico que se estabelece em uma solução aquosa de ácido acético que pode ser representada pela equação:
Mantendo-se constante a temperatura e adicionando-se uma solução aquosa de acetato de sódio, de fórmula CH3COONa, é incorreto afirmar que
a) o equilíbrio se desloca para a esquerda.
b) aumenta a concentração de CH3COOH.
c) aumenta a concentração do íon CH3COO-.
d) diminui a concentração do íon H+.
e) altera o valor numérico da constante de equilíbrio.