A concentração do complexo [Ag(NH3)2]+ é 0,05mol.L-1
0,4mol.L-1
2,6.10-8mol.L-1
0,5mol.L-
2,6.10-5mol.L-
0,05mol.L-1
Respostas
Ed 
ano passado
Para calcular a concentração do complexo [Ag(NH3)2]+ resultante da adição de 10 mL de AgNO3 0,1 mol/L a 10 mL de amônia 1 mol/L, vamos seguir os passos: 1. Cálculo da quantidade de AgNO3: - Volume de AgNO3 = 10 mL = 0,01 L - Concentração de AgNO3 = 0,1 mol/L - Mols de AgNO3 = 0,1 mol/L × 0,01 L = 0,001 mol 2. Cálculo da quantidade de amônia (NH3): - Volume de NH3 = 10 mL = 0,01 L - Concentração de NH3 = 1 mol/L - Mols de NH3 = 1 mol/L × 0,01 L = 0,01 mol 3. Reação: A reação entre Ag+ e NH3 para formar o complexo [Ag(NH3)2]+ é: \[ Ag^+ + 2 NH_3 \rightarrow [Ag(NH_3)_2]^+ \] Para cada mol de Ag+, são necessários 2 moles de NH3. 4. Limitação da reação: - Temos 0,001 mol de Ag+ e 0,01 mol de NH3. - O Ag+ é o reagente limitante, pois precisamos de 2 moles de NH3 para cada mol de Ag+. Portanto, 0,001 mol de Ag+ requer 0,002 mol de NH3, que está disponível. 5. Cálculo da concentração do complexo: - O volume total da solução após a mistura é 10 mL + 10 mL = 20 mL = 0,02 L. - A quantidade de [Ag(NH3)2]+ formada é igual à quantidade de Ag+ que reagiu, que é 0,001 mol. - Concentração de [Ag(NH3)2]+ = Mols de [Ag(NH3)2]+ / Volume total = 0,001 mol / 0,02 L = 0,05 mol/L. Portanto, a concentração do complexo [Ag(NH3)2]+ resultante é 0,05 mol/L.
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Ed
há 3 anos
Para calcular a concentração do complexo [Ag(NH3)2]+, é necessário utilizar a constante de formação do complexo e a equação de formação do mesmo. A equação de formação do complexo é: Ag+ + 2NH3 → [Ag(NH3)2]+ A constante de formação do complexo é Kf = 1,5 x 107. Para calcular a concentração do complexo, é necessário utilizar a equação: Kf = [Ag(NH3)2]+ / ([Ag+] x [NH3]2) Substituindo os valores na equação, temos: 1,5 x 107 = [Ag(NH3)2]+ / (0,1 mol/L x (1 x 10-2 L) x 12 mol/L) [Ag(NH3)2]+ = 2,6 x 10-8 mol/L Portanto, a alternativa correta é a letra C) 2,6 x 10-8 mol/L.
Simone Silva
ano passado
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Parte do gás carbônico presente na atmosfera é absorvida nos oceanos. Assim, torna-se disponível para as seguintes reações:
CO2(g) + H2O(l) ↔↔ H2CO3(aq) ↔↔ HCO3-(aq) + H+ ↔↔ H+ + CO32-
Esse conjunto de reações inclui o sistema de tamponamento das águas oceânicas. Entretanto, o crescente aumento na emissão de gás carbônico, decorrente da queima de combustíveis fósseis, por exemplo, e o consequente aumento de sua captação na água do mar têm sido associados ao fenômeno de acidificação oceânica. Previsões pessimistas sugerem, em decorrência desse processo, o decréscimo do pH do mar em até 0,4 unidades até o final do século.
Diante do exposto, analise as proposições a seguir:
I. O aumento da concentração de CO2 dissolvido na água do mar desloca o equilíbrio das reações para a direita, com o consequente aumento de íons H+ no meio.
II. A diminuição do pH prevista para o final do século corresponde ao aumento na H+.
Assinale a alternativa correta:
I e II são verdadeiras.
Apenas I é verdadeira.
Apenas II é verdadeira.
I e II são verdadeiras.
I e II são falsas.
Considerando que o pH do estomâgo é 1,5 e sabendo que Kw=1,0x10-14, assinale a opção que corresponde a concentração de íons hidroxila (OH-) presentes no estômago em mol/L:
3,1x10-5
3,1x10-9
3,1x10-7
3,1x10-13
3,1x10-11
As afirmativas a seguir referem-se a reações de neutralização:
I - Sais derivados de ácidos fortes com bases fortes se dissolvem na água para produzir íons H3O+ ou íons OH-.
II - A reação estequiométrica entre um ácido forte e uma base fraca produz uma solução ácida.
III - A reação estequiométrica entre um ácido fraco e uma base forte produz uma solução ácida.
IV - Sais derivados de ácidos ou bases fracas se dissolvem na água para produzir íons H3O+ ou íons OH-.
Dentre as afirmativas, estão corretas:
II e IV
II e IV
Apenas II
I e II
III e IV
I e III
Um técnico de laboratório preparou o aparato experimental para uma titulação de neutralização, colocando na bureta uma solução padronizada de NaOH 0,4500mol L-1 e, no Erlenmeyer, 50,00mL de ácido acético. O ponto de equivalência foi atingido com 20,00mL de NaOH.
Se o Ka do ácido acético é 1,75 x 10-5, c
a) 1,75 x 10-5 mol L-1.
b) 1,75 x 10-4 mol L-1.
c) 1,75 x 10-3 mol L-1.
d) 1,75 x 10-2 mol L-1.
e) 1,75 x 10-1 mol L-1.
Calcule a concentração da solução de ácido acético e o pH após a adição de 18,00ml de NaOH. Considere que, nesse sistema, ocorre a formação de uma solução-tampão ácido acético/acetato de sódio. Os valores encontrados são, respectivamente:
Concentração da solução de ácido acético é 0,1800mol L-1
pH após a adição de 18,00ml de NaOH é 5,7
0,1800mol L-1 e 5,7
0,1800mol L-1 e 1,9
0,1800mol L-1 e 10,2
1,1250mol L-1 e 1,9
1,1250mol L-1 e 5,7
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