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Capitulo - XI - EQUILIBRIO_IONICO

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covalente.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 351
13. 
a) 
 Equação química: 3 Mg(s) + 2 Al+3(aq) → 3 Mg+2(aq) + 2 Al(s).
b) 
 – Equação química de dissociação iônica do Mg(OH)2: Mg(OH)2 = Mg+2(aq) + 2 OH–(aq)
 – Cálculo da concentração dos íons:
 Mg(OH)2 = Mg+2(aq) + 2 OH–(aq)
 1 mol de Mg(OH)2 ---- 1 mol de Mg+2 ---------- 2 mol de OH-
 5,0 x 10–4 mol.L–1 ---------- [Mg+2] --------------- [OH–]
 [Mg+2] = 5,0 x 10–4 mol.L–1
 [OH–] = 1,0 x 10–3 mol.L–1
 – Expressão e cálculo do produto de solubilidade (Kps):
 Kps = [Mg+2] x [OH–]²
 Kps = [5,0 x 10–4] x [1,0 x 10–3]²
 Kps = 5,0 x 10–10.
14.
a) 
 Cálculo da solubilidade molar do CaF2:
 Dados do problema:
 Massa do soluto = 1,7 x 10–3 g
 Volume da solução = 100 mL = 0,10 L.
 Cálculo da concentração molar (mol.L–1): 
 M = 1,7 x 10–3 g / {(40 + 19 x 2) g.mol–1 x 0,10 L}
 M = 2,18 x 10–4 mol.L–1
b) 
 Cálculo do produto de solubilidade – Kps:
 Equação química de dissociação do fluoreto de cálcio: CaF(s) = Ca+2(aq) + 2F-(aq)
 Expressão do produto de solubilidade: Kps = [Ca+2].[F-]²
 Relação do produto de solubilidade (Kps) com a solubilidade (S): Kps = 4S³
 Kps = 4 x (2,18 x 10-4)³
 Kps = 4,14 x 10-11
15.
– Cálculo do número de mol de hidroxila:
2 CN- + 5 Cl2 + 8 OH- → 2 CO2 + N2 + 10 Cl- + 4 H2O
2 mol de cianeto ---------- 8 mol de hidroxila
25 mol de cianeto -------- nOH–
nOH– = 100 mol 
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI352
– Cálculo da concentração molar de hidroxila:
M = nOH-/V = 100 mol /1000 L = 0,10 mol.L–1.
– Cálculo do pOH e pH:
pOH = – log [OH-]
pOH = – log [1.0 x 10–1]
pOH = 1
Sendo o pH + pOH =14, a 25°C, o valor do pH para esta solução é a seguinte:
pH + 1 = 14
pH = 13. 
Os compostos apolares são o CO2 e o N2.
16. 
– Equação química balanceada: 12 HCl(aq) + 4 HNO3(aq) + 3 Pt(s) → 8 H2O(l) + 3 PtCl4(aq) + 4 NO(g).
– Cálculo da massa de H+:
12 H+ + 12 Cl–(aq) + 4 H+ + 4 NO3–(aq) + 3 Pt(s) → 8 H2O(l) + 3 PtCl4(aq) + 4 NO(g).
16 mol de H+ ----------------- 3 mol de Pt
16 mol x 1 g.mol–1 ---------- 3 mol x 195 g.mol–1
mH+ --------------------------- 1,17 g de Pt
mH+ = 0.032 g de H+.
– Cálculo da concentração molar de H+: M = 0,032 g / (1 g,mol–1 x 3,2 L) = 10–2 mol.L–1.
– Cálculo do pH: pH = –log[H+] = – log (10–2) = 2.
– Equação química de oxidação: Pt0 → Pt+4 + 4e–.
17.
Dado do problema: [OH–] = 2,50 x 10–7 mol.L–1.
Sendo o pOH = – log[OH–], temos:
pOH = – log[2,50 x 10–7]
pOH = – [log 2,50 + log 10–7]
pOH = – [log (25/10) + log 10–7]
pOH = – [(log 25 – log 10) + log 10–7]
pOH = – [(log 52 – 1) – 7]
pOH = – [(2 x log 5 – 1) – 7]
pOH = – [(2 x 0,70 – 1) – 7]
pOH = – (1,40 – 1 – 7)
pOH = 6,60
Sabendo que: pH + pOH = 14
pH + 6,60 = 14
pH = 7,40.
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 353
18. C.
A trimetilamina é um composto orgânico nitrogenado, com a presença da função amina, o que caracteriza o 
odor característico do peixe. Este composto é básico pelo fato da presença da função amina. Para amenizar 
este odor, é necessário utilizar um composto bem ácido, que apresente um pH bem baixo ou uma concentração 
de hidrônios (H3O+) alta.
– Cálculo do pH do suco de limão: [H3O+] = 10–2 mol.L–1. Sendo o pH = – log[H3O+], temos:
pH = – log[10–2]
pH = 2
– Cálculo do pH do leite: [H3O+] = 10–6 mol.L–1. 
pH = – log[10–6]
pH = 6
– Cálculo do pH do vinagre: [H3O+] = 10-3 mol.L–1. 
pH = – log[10–3]
pH = 3
– Cálculo do pH do álcool: [H3O+] = 10–8 mol.L–1. 
pH = – log[10–8]
pH = 8
– Cálculo do pH do sabão: [H3O+] = 10–12 mol.L–1. 
pH = – log[10–12]
pH = 12
– Cálculo do pH do carbonato de sódio/barrilha: 
[H3O+] = 10–12 mol.L–1. 
pH = – log[10–12]
pH = 12
De acordo com os cálculos apresentados, o suco de limão e o vinagre possuem o menor pH. Logo são os mais 
apropriados para este fim. 
Questão 19:
a) 
 – Cálculo da concentração molar de ácido clorídrico: M = 1,25 g / (36,5 g,mol-1 x 0,10 L) = 
0,34 mol.L–1.
 – Cálculo da concentração de H+: 
 Equação de dissociação iônica do HCl:
 HCl → H+(aq) + Cl–(aq)
 1 mol de HCl ------------------ 1 mol de H+(aq) 
 0,34 mol.L–1 de HCl ---------- [H+] 
 [H+] = 0,34 mol.L–1 
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI354
b) 
 – Cálculo do pH da solução:
 pH = – log[H+] 
 pH = – log[0,34] 
 pH = – log[0,30 + 0,04] 
 pH = – log[3/10 + 4/100]
 pH = – {log (3/10) + log (4/100)}
 pH = – {(log 3 – log 10) + (log 4 – log 100)}
 pH = – {(log 3 – log 10) + (log 2² – log 10²)}
 pH = – {(log 3 – log 10) + (2.log 2 – 2. log 10)}
 pH = – {(0,48 – 1) + (0,60 – 2)}
 pH = – {– 0,52 – 1,40}
 pH = – {– 1,92}
 pH = 1,92
20. B.
– Cálculo da concentração hidrogeniônica para a solução (A):
pHA = – log [H+]
2,0 = – log [H+]
[H+]A = 0,01 mol.L–1
– Cálculo da concentração hidrogeniônica para a solução (B):
pHB = – log [H+]
3,0 = – log [H+]
[H+]B = 10–3 mol.L–1
– Cálculo da razão: 
Razão = [H+]A /[H+]B: 
Razão = [H+]A / [H+]B = {10–2 mol.L–1/10–3 mol.L–1} = 10.
21. B.
Sendo o pH + pOH =14, a 25°C, o pH neutro que não agride a pele do bebê corresponde a um pH igual a 7. 
22. 
a) 
 – Cálculo do pH do carbonato de sódio/barrilha: 
 [OH–] = 10–5 mol.L–1. 
 pOH = – log[10–5] = 5
 pH + pOH = 14
 pH = 14 – 5 = 9.
b) 
 A acidez do limão tende a neutralizar o meio básico, com isso, haverá uma diminuição da 
concentração de íons OH-. Deslocando o equilíbrio para o lado direito haverá uma diminuição da 
concentração da metilamina, que é a substância responsável pelo odor.
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 355
23. 
a) 
 Os dois solutos que podem ser misturados para formar um tampão, trata-se do ácido etanoico e 
do etanoato de sódio.
 pH = pKa + log {[sal] / [ácido]}
 pH = pKa + log {[CH3COONa] / [CH3COOH]}
 O único soluto presente na tabela que apresenta um comportamento neutro, trata-se do cloreto 
de sódio (NaCl), uma vez que trata-se de um soluto proveniente de um ácido forte (HCl) e de uma 
base forte (NaOH).
b) 
 Equação química balanceada: 
 HCl + NaOH → NaCl + H2O
 Cálculo do número de mol de ácido: nácido = M x v = 0,1 mol,L–1 x 0,700 L = 0,07 mol.
 Cálculo do número de mol da base: nbase = M x v = 0,2 mol,L–1 x 0,300 L = 0,06 mol.
 Como nácido < nbase, logo há um excesso de ácido na solução final.
c) 
 Cálculo do número de mol de ácido em excesso:
 nexcesso = 0,07 – 0,06 = 0,01 mol de ácido.
 – Cálculo da concentração molar do ácido:
 M = nexcesso / V = 0,01 mol / 1 L = 0,01 mol.L–1.
 – Cálculo do pH:
 Reação de dissociação iónica do HCl: 
 HCl → H+ + Cl–
 1 mol de HCl ----- 1 mol de H+ 
 0,01 mol.L–1 ------ [H+]
 [H+] = 0,01 mol.L–1.
 Calculo do pH, a 25°C: pH = – log[H+]
 pH = – log[H+] = – log (0,01) = 2,0.
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI356
Gabarito – Medicina
01. D. 
– Cálculo da solubilidade (s1) do hidróxido de cálcio em presença de água:
Ca(OH)2 → Ca+2(aq) + 2OH–(aq)
Kps = [Ca+2][OH-]² = (s1) x (s1)² = 4 x s1³ 
4 x 10–6 = 4 x s1³
s1³ = 10–6
s1 = 10–2 mol.L–1.
– Cálculo da solubilidade (s2) do hidróxido de cálcio na presença de hidróxido de potássio (0,20 mol.L–1):
Ca(OH)2 → Ca+2(aq) + 2 OH–(aq)
K(OH) → K+(aq) + OH–(aq)
1 mol ------ 1 mol ---- 1 mol
0,20 mol.L–1 ----------------- 0,20 mol.L–1
Observa-se a presença do íon comum, hidroxila (OH–), logo:
Kps = [Ca+2][OH–]² = (s2).(2s2 + 0,20)² 
4 x 10–6 = 4 x 10–2 x s2
S2 = 10–4 mol.L–1.
– Cálculo da razão entre s1/s2: Razão = s1/s2 = (10–2 mol.L–1) / (10–4 mol.L–1) = 100.
02. D. 
– Cálculo do número de mol de ácido consumido:
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l).
3 mol de Cu(s) ------------------- 8 mol de HNO3(aq) 
3 x 63500 mg de Cu(s) ---------- 8 mol de HNO3(aq) 
57,15 mg de Cu(s) --------------- nHNO3
nHNO3 = 0,0024 mol de HNO3.
– Cálculo do número de mol de H+:
– Equação química de dissociação iônica do ácido nítrico: HNO3(aq) → H+(aq) + NO3–(aq)
1 mol de HNO3(aq) ---------- 1 mol de H+(aq)
0,0024 mol de HNO3 -------- [H+]
[H+] = 0,0024 mol 
– Cálculo da concentração molar de H+:
[H+] = 0,0024 mol / 2,4 L = 10–3 mol.L–1.
PROJETO