a) 0,1 g
b) 2,6 g
c) 5,8 g
d) 12,0 g
e) 5,2 g
Respostas
Ed 
há 5 meses
Para resolver essa questão, precisamos entender como a adição de Mg(OH)₂ afeta o pH da solução. O hidróxido de magnésio é uma base que, ao ser adicionado à solução, neutraliza os íons de hidrogênio (H⁺) presentes, aumentando o pH. 1. Entender a variação de pH: O pH é uma medida logarítmica da concentração de íons H⁺. Um aumento de pH de 1 para 2 significa que a concentração de H⁺ diminui de 0,1 mol/L (pH 1) para 0,01 mol/L (pH 2). 2. Calcular a quantidade de H⁺ a ser neutralizada: - Inicialmente, temos 1 L de solução com [H⁺] = 0,1 mol/L, ou seja, 0,1 mol de H⁺. - Após a adição do antiácido, queremos que [H⁺] = 0,01 mol/L, ou seja, 0,01 mol de H⁺. - Portanto, a quantidade de H⁺ a ser neutralizada é: 0,1 mol - 0,01 mol = 0,09 mol de H⁺. 3. Reação do Mg(OH)₂: O hidróxido de magnésio se dissocia em Mg²⁺ e 2 OH⁻. Cada mol de Mg(OH)₂ pode neutralizar 2 mols de H⁺. Assim, para neutralizar 0,09 mol de H⁺, precisamos de: - 0,09 mol H⁺ × (1 mol Mg(OH)₂ / 2 mol H⁺) = 0,045 mol de Mg(OH)₂. 4. Calcular a massa de Mg(OH)₂: A massa molar do Mg(OH)₂ é aproximadamente 58,3 g/mol. Portanto, a massa necessária é: - 0,045 mol × 58,3 g/mol = 2,6215 g. Assim, a massa de Mg(OH)₂ que deve ser adicionada é aproximadamente 2,6 g. Portanto, a alternativa correta é: b) 2,6 g.
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Ed
há 2 anos
Para resolver esse problema, é necessário utilizar a equação de neutralização do hidróxido de magnésio com o ácido clorídrico (HCl): Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O A equação mostra que 1 mol de Mg(OH)2 neutraliza 2 mols de HCl. Como o pH da solução deve ser aumentado de 1 para 2, significa que a concentração de H+ deve ser reduzida em 10 vezes. Isso significa que a quantidade de H+ deve ser reduzida de 0,1 mol/L para 0,01 mol/L. Para neutralizar 0,01 mol/L de H+, é necessário adicionar 0,01/2 = 0,005 mol/L de Mg(OH)2. Como a solução tem 1 L, a quantidade de Mg(OH)2 necessária é de 0,005 mol. A massa molar do Mg(OH)2 é de 58,32 g/mol. Portanto, a massa necessária é de: 0,005 mol x 58,32 g/mol = 0,292 g A alternativa correta é a letra A) 0,1 g.
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Constante de equilíbrio em termos de concentração (Kc) A constante Kc é denominada constante de equilíbrio em termos de concentração, e é uma grandeza com valor específico para uma dada reação e temperatura, independente das concentrações iniciais, volume do recipiente ou pressão. A expressão da constante de equilíbrio obtém-se pela multiplicação das concentrações dos produtos, estando elevadas a potências iguais aos respectivos coeficientes da equação balanceada, dividindo-se esse produto pelo produto das concentrações dos reagentes, cada qual também elevada à potência igual ao respectivo coeficiente estequiométrico. Para o equilíbrio hipotético: aA + bB ⟺ cC + dD Onde A, B, C e D representam reagentes e produtos e a, b, c e d, os respectivos coeficientes estequiométricos. A expressão da constante de equilíbrio é: Kc = [C]c⋅[D]d/ [A]a⋅[B]b A concentração molar está simbolizada pela fórmula da substância entre colchetes. Exemplo: Para a reação de formação da amônia, temos: N2(g) + 3 H2(g) ⟺ 2 NH3(g) Kc = [NH3]2 /[N2]⋅[H2]3
Deslocamento de Equilíbrio Químico Sabemos que o sistema está em equilíbrio quando as velocidades de reação V1 e V2 são iguais, ou seja, V1 = V2. Quando há alterações nas velocidades, há o deslocamento no equilíbrio, causando alterações nas concentrações dos participantes. Princípio de Le Chatelier Quando um equilíbrio sofre uma ação externa, ele se desloca no sentido de anular essa ação externa. - Equilíbrio: V1 = V2 - Se V1 > V2, o equilíbrio se desloca para direita. Há aumento de [HI] e diminuição de [H2] e [I2]. - Se V2 > V1, o equilíbrio se desloca para esquerda. Há aumento de [H2] e [I2] e diminuição de [HI].
Fatores que deslocam o Equilíbrio Químico Concentração dos participantes N2(g) + 3H2(g) <--> 2NH3 Se há aumento do reagente [N2] [H2], o equilíbrio se desloca para a direita. Se há aumento do produto [NH3], o equilíbrio se desloca para a esquerda. Obs: O aumento da concentração desloca o equilíbrio para o sentido oposto. Efeito da Pressão Apenas para gases. O aumento da pressão causa diminuição do volume ocupado. “Em um equilíbrio gasoso, o aumento da pressão causa deslocamento do equilíbrio para o sentido de menor volume e vice-versa.” Efeito da Temperatura Reação endotérmica: absorve calor, são favorecidas a altas temperaturas. Reação exotérmica: libera calor, são favorecidas a baixas temperaturas. “Em um equilíbrio químico, altas temperatura deslocam o equilíbrio para o sentido endotérmico. Se diminuir a temperatura o equilíbrio se desloca para o sentido exotérmico.” Efeito do Catalisador O catalisador não desloca equilíbrio, apenas faz com que o equilíbrio seja alcançado mais rápido. É a situação na qual as concentrações dos participantes da reação não se alteram, pois, as velocidades das reações direta e inversa são iguais.
Equilíbrio iônico – Cálculo de pH e pOH É o equilíbrio estabelecido entre uma substância e os seus respectivos íons. É toda a substância que em solução aquosa, sofre ionização ou dissociação e é capaz de conduzir corrente elétrica. Envolve soluções aquosas de ácidos fracos e bases, que apresentam partículas iônicas e moléculas não ionizadas. Constante de ionização: Ki Constante de acidez: Ka Constante de basicidade: Kb Constante de Ionização Para ácidos: Ka Maior Ka = maior força ácida HA ↔ H+ + A- Ex: HCl ↔ H+ + Cl- Para Bases: Kb Maior Kb = maior força básica BOH ↔B+ + OH- Ex: KOH ↔K+ + OH- A água pura se ioniza muito fracamente da seguinte forma: A constante de equilíbrio KC é dada pela expressão: Como a água está no estado líquido, a sua concentração mantém-se constante, então não participa da fórmula e podemos mulitiplicá-la pelo KC, obtendo uma nova constante. Neste caso, a KW, ou seja, o produto iônico da água. A KW é a constante de equilíbrio iônico da água. A letra w vem da palavra inglesa water que significa água. Esta constante depende da temperatura. A 25°C a constante de equilíbrio iônico da água vale: Tipos de soluções aquosas As soluções aquosas das substâncias Químicas podem ser classificadas em três tipos: - solução ácida - solução básica - solução neutra Solução ácida É a solução que contém a concentração do íon H+ maior do que a concentração do íon OH-. Solução básica É a solução que contém a concentração do íon OH- maior do que a concentração do íon H+. Solução neutra É a solução que contém a concentração do íon OH- igual à concentração do íon H+. Sendo KW = [H+] . [OH-] e KW =1.10-14, calcule o valor da concentração de íons H+ e de íons OH-: Então se 1.10-7 é a solução neutra, se houver maior quantidade de íons H+, a solução será ácida. Se houver maior quantidade de íons OH-, a solução será básica. Os químicos inventaram
2. A 25 °C, o pOH de uma solução de ácido clorídrico, de concentração 0,10 mol/L, admitindo-se ionização total do ácido, é:
a) 10-13
b) 10-1
c) 1
d) 7
e) 13
6. Sabe-se que o íon hipoclorito pode se combinar com a água, originando uma reação ácido-base, cuja constante de equilíbrio é 3,0 10−7. Considere as afirmacoes abaixo. 1) Soluções de NaCO são alcalinas. 2) O íon hipoclorito é um ácido fraco. 3) O HCO é o ácido conjugado ao CO−. 4) A concentração de CO− em uma solução de NaCO 0,30 mol L−1 será menor que 0,30 mol L−1. Estão corretas apenas:
a) 1, 2 e 3
b) 2 e 3
c) 2 e 4
d) 1, 3 e 4
e) 1 e 3
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