TUTORIAL – 12R
Data:
Aluno (a):
Série: 3ª
Ensino Médio
Turma:
Equipe de Química
QUÍMICA
Mistura de soluções que não reagem entre si:
→ Misturas de soluções de mesmo soluto
 quando misturamos soluções de mesmo soluto, obtemos uma nova solução de concentração
intermediária às das soluções misturadas. Nesse caso, a massa total de soluto da solução final será a
soma das massas dos solutos das soluções iniciais. Da mesma forma, o volume final será a soma dos
volumes das soluções iniciais. Consequentemente temos:
C = C’V’ + C”V”
V’ + V”
→ Misturas de soluções de solutos diferentes
 Esse é um tipo de mistura bastante complicada. Se os solutos não reagem, não podemos somar as
quantidades de matéria. Devemos nesse caso considerar cada soluto separadamente na solução. Essa
mistura é comum quando misturamos base com base, ácido com ácido.
Já se houver reação química, e não uma simples mistura, os problemas serão resolvidos com a ajuda
da estequiometria. Porém, pode ocorrer duas situações:
1ª: os dois solutos estão em quantidades exatas para reagir (proporções estequiométricas). Reagem
totalmente;
2ª: os dois solutos estão em quantidades diferentes para reagir. Nesse caso, haverá sobra de um deles.
Essas misturas são comuns de ácidos com bases, sais e ácidos, bases e sais.
(UFRN) 150 ml de ácido clorídrico (HCl) de molaridade desconhecida são misturados a 350 ml do
mesmo ácido a 2 M, dando uma solução de 2,9 M. Qual a molaridade do ácido inicial?
a) 3,0
b) 4,0
c) 5,0
d) 2,37
GABARITO: LETRA “C”
C = C’V’ + C”V” => 2,9 = C’.150 + 2.350 => C’ = 5 mol/L
Misturas de soluções que reagem entre si:
Se misturarmos duas ou mais soluções que possuem solutos diferentes pode ocorrer uma reação
química entre eles e será necessário realizar vários cálculos importantes para estudar esses processos.
É possível deduzir o que ocorreu na solução final, inclusive qual a sua concentração em mol/L
(concentração em quantidade de matéria ou molaridade, simbolizada nesse texto por “M”). Para tal será
preciso seguir os passos abaixo:
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Exercícios:
1. A conhecida escala de pH é logarítmica. A variação de uma unidade de pH nessa escala significa
uma variação de 10 vezes da concentração de íons H+ (aq). Sendo assim, considere amostras de água
mineral adquiridas no comércio, que são provenientes de duas fontes naturais diferentes:
Amostra pH
fonte1 4,6
fonte 2 6,6
Para que uma amostra de 1 litro da água da fonte 1 origine uma solução aquosa com o mesmo pH da
água mineral da fonte 2, a ela deverá ser acrescentada água destilada até atingir o volume de
a)
b)
c)
d)
e)
2 litros.
10 litros.
20 litros.
100 litros.
200 litros.
2. Observe o texto:
Água demais pode fazer mal e até matar
“Um estudo de 2005 do New England Journal of Medicine revelou que cerca de um sexto dos
maratonistas desenvolvem algum grau de hiponatremia, ou diluição do sangue, que acontece quando
se bebe água em demasia”.
Ao pé da letra, hiponatremia quer dizer “sal insuficiente no sangue”, ou seja, uma concentração de sódio
abaixo de 135 milimol por litro de sangue – a concentração normal permanece entre 135 e 145 milimol
por litro. “Casos graves de hiponatremia podem levar à intoxicação por água, uma doença cujos
sintomas incluem dores de cabeça, fadiga, náusea, vômito, urinação freqüente e desorientação mental.”
Scientific American Brasil – 05/09/2007
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Antes de iniciar uma competição, um maratonista de 1,75 m de altura e 75 kg possui, aproximadamente,
5 L de sangue com uma concentração de sódio no limite máximo da concentração normal. Após a
conclusão da prova, esse atleta ingeriu um excesso de água, durante a sua hidratação. Esse excesso
gerou, depois de algumas horas, uma redução na concentração de sódio para 115 milimol por litro de
sangue, atingindo um quadro de hiponatremia. Com base nessas informações, os valores mais
próximos da massa de sódio presente no sangue do atleta, antes de iniciar a prova, e do volume de
água absorvido pela corrente sanguínea após a sua hidratação, são, respectivamente,
Dado: Massa molar (Na = 23 g/mol)
a)
b)
c)
d)
e)
15,5 g e 1,3 L.
16,7 g e 6,3 L.
15,5 g e 4,6 L.
16,7 g e 1,3 L.
15,5 g e 6,3 L.
3. 400 mL de uma solução 0,4 mol/L de cloreto de cálcio são aquecidos até que fiquem no recipiente
200 mL de solução. A concentração, em mol/L, de íons cálcio na solução resultante é:
a)
b)
c)
d)
e)
0,2.
0,4.
0,8.
1,0.
1,6.
4. Em um laboratório de química o técnico deseja preparar 1 L de uma solução 0,1N de HCl e dispõe
apenas de duas soluções deste ácido, na quantidade e concentração representadas nos recipientes
abaixo:
O procedimento correto para preparar a solução desejada, seria utilizar:
a)
b)
c)
d)
e)
todo o conteúdo do recipiente 1; 20 ml do recipiente 2 e 940 ml de água.
todo o conteúdo do recipiente 2; 20 ml do recipiente 1 e 940 ml de água.
todo conteúdo dos dois recipientes e 900 ml de água.
metade dos conteúdos dos dois recipientes e 950 ml de água.
apenas o conteúdo do recipiente 2 e 940 ml de água.
5. Um medicamento, para ser administrado a um paciente, deve ser preparado como uma solução
aquosa de concentração igual a 5%, em massa, de soluto. Dispondo-se do mesmo medicamento em
uma solução duas vezes mais concentrada, esta deve ser diluída com água, até atingir o percentual
desejado.
As massas de água na solução mais concentrada, e naquela obtida após a diluição, apresentam a
seguinte razão:
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a)
5
7
b)
5
9
c)
9
19
d)
7
15
6. Para estudar os processos de diluição e mistura foram utilizados, inicialmente, três frascos contendo
diferentes líquidos.
A caracterização desses líquidos é apresentada na ilustração abaixo.
A seguir, todo o conteúdo de cada um dos frascos foi transferido para um único recipiente.
Considerando a aditividade de volumes e a ionização total dos ácidos, a mistura final apresentou uma
concentração de íons H+, em mol×L1, igual a:
a) 0,60
b) 0,36
c) 0,24
d) 0,12
e) 0,06
7. Ao se misturar 100 mL de solução aquosa 0,15 mol.L-1 de cloreto de potássio com 150 mL de
solução aquosa 0,15 mol.L-1 de cloreto de sódio, a solução resultante apresentará, respectivamente, as
seguintes concentrações de Na+, K+ e Cl-:
a)
b)
c)
d)
e)
0,09 mol.L-1 , 0,06 mol.L-1, 0,15 mol.L-1
0,05 mol.L-1 , 0,06 mol.L-1, 1,1 mol.L-1
0,06 mol.L-1 , 0,09 mol.L-1, 0,15 mol.L-1
0,09 mol.L-1 , 0,09 mol.L-1, 0,09 mol.L-1
0,15 mol.L-1 , 0,15 mol.L-1, 0,30 mol.L-1
8. Em um laboratório, foram misturados 200 mL de solução 0,05 mol/L de cloreto de cálcio (CaCl 2) com
600 mL de solução 0,10 mol/L de cloreto de alumínio (AlCl3), ambas aquosas.
Considerando o grau de dissociação desses sais igual a 100% e o volume final igual à soma dos
volumes de cada solução, a concentração, em quantidade de matéria (mol/L), dos íons cloreto (Cl–) na
solução resultante será de:
a)
b)
c)
d)
e)
0,25.
0,20.
0,15.
0,10.
0,05.
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9. Os medicamentos denominados antiácidos são preparados pela mistura de várias substâncias,
sendo que alguns contêm analgésicos, antitérmicos e bases ou sais que sofrem hidrólise básica. Um
determinado antiácido comercial possui a seguinte composição:
Hidróxidode alumínio
400 mg / 5 mL de suspensão
Hidróxidode magnésio 400 mg / 5 mL de suspensão
Dimeticona
30 mg / 5 mL de suspensão
Que massa de ácido clorídrico seria neutralizada, após a ingestão de 10 mL desse antiácido,
aproximadamente?
Dados: Massas Molares (g/mol): Al = 27; Mg = 24; O = 16; H = 1; Cl = 35,5.
a)
b)
c)
d)
e)
2,14 g.
1,06 g.
0,878 g.
5,46 g.
0,512 g.
10. Em um béquer foram colocados 20,0 mL de solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) de
concentração 0,10 mol/L e algumas gotas do indicador azul de bromotimol. Com auxílio de uma bureta
foram adicionados 20,0 mL de uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) de concentração 0,10
mol/L.
A cada alíquota de 1,0 mL adicionada, a mistura resultante era homogeneizada e a condutibilidade da
solução era verificada através de um sistema bastante simples e comum em laboratórios de ensino
médio. Uma lâmpada presente no sistema acende quando em contato com um material condutor, como
água do mar ou metais, e não acende em contato com materiais isolantes, como água destilada,
madeira ou vidro.
Dado: coloração do indicador azul de bromotimol
pH < 6  solução amarela
6 < pH < 8
 solução verde
pH > 8
 solução azul
A respeito do experimento é correto afirmar que
a) após a adição de 10,0 mL da solução de H2SO4, a solução apresenta coloração azul e a lâmpada
acende.
b) após a adição de 10,0 mL da solução de H2SO4, a solução apresenta coloração verde e a lâmpada
não acende.
c) após a adição de 12,0 mL da solução de H2SO4, a solução apresenta coloração azul e a lâmpada
acende.
d) após a adição de 12,0 mL da solução de H2SO4, a solução apresenta coloração amarela e a lâmpada
acende.
e) após a adição de 20,0 mL da solução de H2SO4, a solução apresenta coloração verde e a lâmpada
não acende.
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GABARITO:
1. D
2. D
3. C
4. A
5. C
6. C
7. A
8. A
9. A
10. D
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