Professora Sonia - Química para o Vestibular
Questões Resolvidas
pH e pOH
01. (Fuvest 2013) O fitoplâncton consiste em um conjunto de organismos microscópicos
encontrados em certos ambientes aquáticos. O desenvolvimento desses organismos requer luz e
CO2, para o processo de fotossíntese, e requer também nutrientes contendo os elementos
nitrogênio e fósforo.
Considere a tabela que mostra dados de pH e de concentrações de nitrato e de oxigênio
dissolvidos na água, para amostras coletadas durante o dia, em dois diferentes pontos (A e B) e
em duas épocas do ano (maio e novembro), na represa Billings, em São Paulo.
Ponto A
(novembro)
Ponto B
(novembro)
Ponto A
(maio)
Ponto B
(maio)
pH
Concentração
de nitrato
(mg/L)
Concentração
de oxigênio
(mg/L)
9,8
0,14
6,5
9,1
0,15
5,8
7,3
7,71
5,6
7,4
3,95
5,7
Com base nas informações da tabela e em seus próprios conhecimentos sobre o processo de
fotossíntese, um pesquisador registrou três conclusões:
I. Nessas amostras, existe uma forte correlação entre as concentrações de nitrato e de oxigênio
dissolvidos na água.
II. As amostras de água coletadas em novembro devem ter menos CO2 dissolvido do que aquelas
coletadas em maio.
III. Se as coletas tivessem sido feitas à noite, o pH das quatro amostras de água seria mais
baixo do que o observado.
É correto o que o pesquisador concluiu em
a) I, apenas. b) III, apenas. c) I e II, apenas. d) II e III, apenas. e) I, II e III.
Resolução:
Alternativa D.
Análise das afirmações:
I. Incorreta. Nessas amostras, não se verifica correlação entre a concentração de nitrato e a de
oxigênio, o pH diminui e as concentrações oscilam:
Ponto
A
(novembro)
Ponto
B
(novembro)
Ponto
A
(maio)
Ponto
B
(maio)
pH
Concentração Concentração
de
nitrato de
oxigênio
(mg/L)
(mg/L)
9,8
0,14
6,5
9,1
0,15
5,8
7,3
7,71
5,6
7,4
3,95
5,7
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
1
Professora Sonia - Química para o Vestibular
II. Correta. As amostras de água coletadas em novembro devem ter menos CO2 dissolvido do
que aquelas coletadas em maio, pois o pH em maio é menor, ou seja, a concentração de íons
H+ devido a presença do gás carbônico é maior.
Ponto B
(novembro)
Ponto A
(maio)
pH
Concentração
de nitrato
(mg/L)
9,1
0,15
7,3
7,71
III. Correta. Se as coletas tivessem sido feitas à noite, o pH das quatro amostras de água seria
mais baixo do que o observado, pois a concentração de gás carbônico é maior neste período.
02. (Ufmg 2011) Observe este gráfico:
1. A análise das camadas de lixo em aterros e vazadouros a céu aberto, ou lixões, permite uma
visão sociológica de diferentes comunidades e, também, fornece subsídios para pesquisas
biológicas.
Em determinado aterro, por exemplo, além dos mais diversos materiais biodegradáveis, foram
recuperados jornais da década de 1970 perfeitamente legíveis.
Com base nessas informações e em outros conhecimentos sobre o assunto, EXPLIQUE por
que jornais com 40 anos de idade puderam ser encontrados, em condições de leitura, em
aterros sanitários.
2. No início de 2010, ocorreu um grave acidente em uma área da cidade de Niterói/RJ, em que
houve muitas mortes devido a deslizamentos de terra e a explosões. Divulgou-se, na época,
que essa área tinha sido utilizada, há 50 anos, como depósito de lixo urbano.
CITE uma substância que, nesse caso, pode contribuir para a ocorrência de explosões e
EXPLIQUE, do ponto de vista biológico, de que modo ela se forma.
3. O chorume é um líquido escuro formado em aterros sanitários como resultado da
decomposição de materiais orgânicos que constituem o lixo urbano. Por ser extremamente
tóxico e poder contaminar lençóis freáticos, esse produto deve ser devidamente tratado.
Em um dos processos utilizados, atualmente, no tratamento do chorume, uma das etapas
consiste na remoção da amônia, que, nesse material, se encontra em equilíbrio com o íon
amônio, em meio aquoso.
ESCREVA a equação química que representa esse equilíbrio.
4. A constante de basicidade para a equação do item anterior é, aproximadamente, 2 x 10–5.
CALCULE o pH que esse sistema deve ter para que a concentração de amônia seja cinco
vezes maior que a concentração do íon amônio.
(Deixe seus cálculos indicados, explicitando assim seu raciocínio.)
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
2
Professora Sonia - Química para o Vestibular
5. A remoção da amônia, nesse caso, dá-se pela passagem de uma corrente de ar pelo chorume.
a) Assinalando com um X a quadrícula apropriada, INDIQUE se esse processo é mais eficiente
em meio básico ou em meio ácido.
A remoção da amônia é mais eficiente em meio
(
) básico.
(
) ácido.
b) JUSTIFIQUE sua indicação, considerando o equilíbrio entre a amônia e o íon amônio, em
solução aquosa, bem como a interação dessas espécies químicas com a água.
6. A amônia arrastada pelo fluxo de ar pode ser recuperada por absorção em uma solução de
ácido sulfúrico.
ESCREVA a equação química balanceada que representa a reação completa envolvida nesse
processo.
Resolução:
1. Jornais com 40 anos de idade puderam ser encontrados, em condições de leitura, em aterros
sanitários, pois neste caso predomina a decomposição anaeróbica, que é lenta.
2. O chorume produz metano (CH4) que é uma substância volátil e combustível, podendo causar
explosões. Essa substância é resultante da decomposição anaeróbica da matéria orgânica
presente no lixo. Bactérias metanogênicas atual na decomposição do lixo.
+
−
3. Teremos: NH3(aq ) + H2O( ) NH4(aq
) + OH(aq ) .
4. Teremos:
+
−
+
−
[NH4(aq
[NH4(aq
) ][OH(aq ) ]
) ][OH(aq ) ]
K eq =
⇒ K eq × [H2O( ) ] =
[NH3(g ) ][H2O( ) ]
[NH3(g) ]
K b = K eq × [H2O( ) ]
Kb =
+
−
[NH4(aq)
][OH(aq
)]
[NH3(g ) ]
Como a concentração de amônia é cinco vezes maior do que a de a concentração do íon
amônio, vem:
+
[NH3(g ) ] = 5[NH4(aq
)]
Então,
+
−
[NH4(aq
) ][OH(aq) ]
Kb =
[NH3(g ) ]
2 × 10
−5
=
+
−
[NH4(aq
) ][OH(aq ) ]
+
5[NH4(aq)
]
−
⇒ 5 × 2 × 10−5 = [OH(aq
)]
−
−4
[OH(aq
⇒ pOH = 4 (pOH = − log[OH− ])
) ] = 10
pH + pOH = 14 ⇒ pH = 10
5. a) A remoção da amônia é mais eficiente em meio ( x ) básico.
b) A remoção da amônia é mais eficiente em meio
básico,
(
) ácido.
pois o equilíbrio
+
−
NH3(aq ) + H2O( ) NH4(aq
) + OH(aq ) é deslocado para a esquerda.
6. Teremos:
2NH3(aq ) + H2SO4(aq ) → (NH4 )2 SO4(aq)
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
3
Professora Sonia - Química para o Vestibular
03. (Unicamp 2013) Como um químico descreve a cerveja? “Um líquido amarelo, homogêneo
enquanto a garrafa está fechada, e uma mistura heterogênea quando a garrafa é aberta.
Constitui-se de mais de 8.000 substâncias, entre elas o dióxido de carbono, o etanol e a água.
Apresenta um pH entre 4,0 e 4,5, e possui um teor de etanol em torno de 4,5% (v/v).”
Sob a perspectiva do químico, a cerveja
a) apresenta uma única fase enquanto a garrafa está fechada, tem um caráter ligeiramente
básico e contém cerca de 45 gramas de álcool etílico por litro do produto.
b) apresenta duas fases logo após a garrafa ser aberta, tem um caráter ácido e contém cerca de
45 mL de álcool etílico por litro de produto.
c) apresenta uma única fase logo após a garrafa ser aberta, tem um caráter ligeiramente ácido e
contém cerca de 45 gramas de álcool etílico por litro de produto.
d) apresenta duas fases quando a garrafa está fechada, tem um caráter ligeiramente básico e
contém 45 mL de álcool etílico por 100 mL de produto.
Resolução:
Alternativa B
Sob a perspectiva do químico, teremos:
Garrafa fechada: apresenta uma única fase (mistura homogênea).
Garrafa aberta: apresenta duas fases, pois se tem a formação de bolhas devido à diferença de
pressão externa e interna.
O caráter da bebida é ácido (pH < 7), devido à presença de gás carbônico dissolvido na bebida
(CO2 (g) + H2O( ) H2CO3 (aq) H+ (aq) + HCO3− (aq)).
Como o teor de etanol é em torno de 4,5 % (v/v):
4,5 mL
100 mL (produto)
Ve tan ol
1000 m L (produto)
Ve tan ol = 45 mL
04. (Pucrj 2013) Pipeta-se 50 mL de solução aquosa 0,02 mol/L de ácido clorídrico e transferese para um balão volumétrico de 1000 mL, ajustando-se para esse volume a solução final,
usando água pura.
O pH da solução final é:
a) 1
b) 2
c) 3
d) 7
e) 9
Resolução:
Alternativa C
Numa diluição, adiciona-se certo volume de solvente (no caso água) para que a concentração da
solução diminua. Em diluições, sabe-se que a diminuição da concentração é inversamente
proporcional ao aumento de volume.
O exercício afirma que houve uma diluição da solução de HC e que o volume passou de 50 mL
para 1000 mL, ou seja, aumentou 20 vezes.
Dessa forma, podemos concluir que a concentração da solução inicial diminuiu 20 vezes.
Portanto:
[HC]INICIAL 2 ⋅ 10 −2
[HC]FINAL =
=
= 1 ⋅ 10−3 mol/L
20
20
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
4
Professora Sonia - Química para o Vestibular
A solução é de um ácido forte, que ioniza 100%. Assim, podemos afirmar que a concentração de
H+ vale 1⋅ 10 −3 mol / L.
Cálculo de pH;
pH = − log1 ⋅ 10−3 = 3,0
05. (Ufpe 2013) A oxidação do HSO3− pelo O2, em água, é uma reação importante nos processos
de formação da chuva ácida e de dessulfurização do gás de chaminé, e é descrita pela equação
2HSO3− ( aq ) + O2 ( aq ) → 2SO24− ( aq ) + 2H+ ( aq ) . A cinética dessa reação foi determinada na
temperatura constante de 37°C e o pH da reação foi controlado com o uso de tampão. Para uma
concentração inicial de dioxigênio de 2,4 × 10 –4 mol.dm –3 , a velocidade inicial (v0) da reação foi
determinada em função da concentração inicial de HSO3− , HSO3− 0 :
HSO−  ( mol.dm –3 )
3 0

v0 (mol.dm–3.s–1)
0,50 × 10 –4
0,25 × 10 –14
1,0 × 10 –4
1,0 × 10 –14
Os valores das constantes de velocidade, k, foram determinados para diversos pH:
pH
4
k (dm3.mol–1.s–1)
5
4,0 × 10 –4
4,0 × 10 –2
A partir desses resultados, analise as proposições a seguir.
(___) A dependência temporal da concentração de O2 é representada pelo gráfico:
(___) A ordem da reação com relação ao reagente HSO3− é 2.
(___) A reação é acelerada com o aumento da concentração de íon hidrogênio.
(___) O dioxigênio é um intermediário, pois a lei de velocidade da reação é independente da sua
concentração.
(___) A dependência temporal da concentração de HSO3− é representada pelo gráfico:
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
5
Professora Sonia - Química para o Vestibular
Resolução:
V – V – V – F – F.
A partir da tabela:
HSO−  ( mol.dm–3 )
3 0

v 0 ( mol ⋅ dm–3 ⋅ s−1 )
0,50 × 10 –4
0,25 × 10 –14
1,0 × 10 –4
1,0 × 10 –14
(2 × 0,50 × 10 –4 )
(4 × 0,25 × 10 –14 )
Verifica-se que a concentração de HSO3 − ( HSO3−  ) dobra e a velocidade quadruplica, conclui-se
que a ordem é 2.
v = k[HSO3− ]2 [O2 ]x ; k (dm3 .mol-1.s-1 )
Utilizando as unidades da primeira linha da tabela, vem :
mol × dm−3 × s −1 = k × mol × dm−3 × (mol × dm−3 )0
mol × dm−3 × s −1 = dm3 . mol-1 .s-1 × mol × dm−3 × mol × dm−3 × (mol × dm−3 )0
mol × dm−3 × s −1 = mol × dm−3 × s −1
Conclusão : v = k[HSO3− ]2 [O2 ]0
O2 é um reagente e sua concentração não varia com o tempo (é constante). Logo, o gráfico está
correto:
Quando o pH diminui de 5 para 4 a velocidade aumenta 100 vezes de acordo com a tabela:
pH k (dm3.mol–1.s–1)
4
5
4,0 × 10 –2
(4,0 × 10 –4 × 100)
4,0 × 10 –4
Conclui-se que a velocidade aumenta com a elevação da concentração de cátions H+ .
Um aumento de 10 vezes na concentração de H+ (pH =5 para pH = 4) provoca uma elevação de
100 vezes da constante de velocidade.
HSO3− é um reagente de ordem 2. Conclui-se que sua concentração deve diminuir com o tempo.
Logo, o gráfico fornecido está errado:
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
6
Professora Sonia - Química para o Vestibular
06. (Ufpr 2013) Muitas pessoas têm como hobby manter aquários plantados que retratam
paisagens aquáticas de rios e lagos. Existem equipamentos e suprimentos específicos para
esses aquários, sendo os mais comuns: lâmpadas que simulam o espectro solar, suprimento
(borbulhador) de gás carbônico e termostatos. Na figura a seguir, está esquematizado um
aquário desse tipo.
O equilíbrio que envolve o gás carbônico em água está descrito a seguir:
CO2 ( g ) + H2O ( ) HCO3− ( aq ) + H+ ( aq ) CO32 − ( aq ) + 2H+ ( aq )
a) Nos períodos noturnos, quando as lâmpadas são desligadas, caso se mantenha o
borbulhamento de gás carbônico, o que ocorrerá com o pH do aquário? Explique.
b) Em condições adequadas de luz e suprimento de gás carbônico, caso a temperatura se eleve
em alguns °C, ocorrerá variação do pH? Caso ocorra, qual será a alteração?
Resolução:
a) Nos períodos noturnos, quando as lâmpadas são desligadas, caso se mantenha o
borbulhamento de gás carbônico o equilíbrio será deslocado para a direita e a concentração
de cátions H+ aumentará, consequentemente o pH diminuirá.
direita
direita

→ HCO3− ( aq ) + H+ ( aq ) ←

→ CO32 − ( aq ) + 2H+ ( aq )
CO2 ( g ) + H2O ( ) ←
aumenta
b)
aumenta
A solubilidade do gás carbônico diminuirá com a elevação da temperatura,
consequentemente o equilíbrio deslocará para a esquerda, a concentração de cátions H+
diminuirá e o pH aumentará.
CO2 ( g )

→ HCO3− ( aq ) + H+ ( aq ) ←

→ CO32− ( aq ) + 2H+ ( aq )
+ H2O ( ) ←
esquerda
esquerda
A concentração
dim inui com a
elevação da
temperatura
dim inui
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
7
Professora Sonia - Química para o Vestibular
07. (Fuvest 2013) A vida dos peixes em um aquário depende, entre outros fatores, da
quantidade de oxigênio (O2) dissolvido, do pH e da temperatura da água. A concentração de
oxigênio dissolvido deve ser mantida ao redor de 7 ppm (1 ppm de O2 = 1 mg de O2 em 1000 g
de água) e o pH deve permanecer entre 6,5 e 8,5.
Um aquário de paredes retangulares possui as seguintes dimensões: 40 × 50 × 60 cm (largura x
comprimento x altura) e possui água até a altura de 50 cm. O gráfico abaixo apresenta a
solubilidade do O2 em água, em diferentes temperaturas (a 1 atm).
a) A água do aquário mencionado contém 500 mg de oxigênio dissolvido a 25°C. Nessa
condição, a água do aquário está saturada em oxigênio? Justifique.
Dado: densidade da água do aquário = 1,0 g/cm3.
b) Deseja-se verificar se a água do aquário tem um pH adequado para a vida dos peixes. Com
esse objetivo, o pH de uma amostra de água do aquário foi testado, utilizando-se o indicador
azul de bromotimol, e se observou que ela ficou azul. Em outro teste, com uma nova amostra
de água, qual dos outros dois indicadores da tabela dada deveria ser utilizado para verificar
se o pH está adequado? Explique.
Resolução:
a) O aquário de paredes retangulares possui as seguintes dimensões: 40 × 50 × 60 cm (largura x
comprimento x altura) e possui água até a altura de 50 cm, então:
V(água no aquário) = 40 × 50 × 50 = 100.000 cm3 .
Como a densidade da água é de 1,0 g/cm3, podemos calcular sua massa a partir do volume
obtido:
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
8
Professora Sonia - Química para o Vestibular
1 cm3
1,0 g (água)
100.000 cm3
mágua
mágua = 100.000 g
A água do aquário mencionado contém 500 mg de oxigênio dissolvido a 25°C, então:
100.000 g (água)
500 mg O2
1000 g (água)
mO2
mO2 = 5 mg
Análise do gráfico:
A 25°C, a solubilidade de O2(g) em 1000 g de água é de 7,5 mg.
Conclusão: Nessa condição, a água do aquário não está saturada em oxigênio.
b) O pH deve permanecer entre 6,5 e 8,5.
Utilizando-se o indicador azul de bromotimol, observou-se que a cor ficou azul e isto implica
um pH maior do que 7,5.
Outro indicador que poderia ser utilizado seria a fenolftaleína, pois, entre pH 7,5 e 8,5, ficaria
incolor e acima disso assumiria cor rosada.
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
9
Professora Sonia - Química para o Vestibular
08. (Uerj 2013) Em um reservatório contendo água com pH igual a 7, houve um descarte
acidental de ácido sulfúrico. Em seguida, foi adicionada uma determinada substância de
caráter básico, em quantidade suficiente para neutralizar a acidez.
O gráfico que representa o comportamento do pH durante esse processo é:
a)
b)
c)
d)
Resolução:
Alternativa C
Com a adição do ácido sulfúrico ocorre aumento da concentração de íons H+ .
Consequentemente o pH diminui. Com a adição de uma substância básica, a concentração de
íons H+ volta a diminuir atingindo seu patamar inicial conforme o gráfico da alternativa [C]:
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
10
Professora Sonia - Química para o Vestibular
09. (Ita 2013) A tabela abaixo apresenta os números de cargas elétricas (Z) e o raio iônico (r)
apresentados por alguns cátions metálicos.
Cátion metálico
Fe2+
Z r (pm)
+1
95
+2
76
Mg2+
+2
65
Fe3 +
+3
+3
64
50
Na
A
+
3+
Para as mesmas condições de temperatura e pressão é CORRETO afirmar que o pH de soluções
aquosas, com concentração 1 mol ⋅ L−1 dos nitratos de cada um dos cátions apresentados na
tabela, aumenta na sequência:
a) Na+ < Fe2+ < Mg2+ ≅ Fe3+ < A3+
b) Na+ < Fe2+ < Mg2+ < Fe3 + < A3 +
c) A3+ ≅ Fe3 + < Mg2+ ≅ Fe2+ < Na+
d) A3+ < Fe3 + ≅ Mg2+ < Fe2+ < Na+
e) A3+ < Fe3 + < Mg2+ < Fe2+ < Na+
Resolução:
Alternativa E
A hidratação de um íon é considerada um tipo de complexação (o íon formado é um aquocomplexo):
C x + + nH2O → C(H2O)n x +
Para os cátions da tabela, teremos:
Na + + nH2O → Na(H2O)n +
Fe2+ + nH2O → Fe(H2O)n2 +
Mg 2 + + nH2O → Mg(H2O)n2 +
Fe3 + + nH2O → Fe(H2O)n3 +
A3 + + nH2O → A(H2O)n3 +
Acrescentando ácido nítrico (HNO3 ), vem:
(Na(H2O)n + + H+ + NO3− ) ⇒ 1H+
(Fe(H2O)n2 + + 2H+ + 2NO3− ) ⇒ 2H+ 
2+
2+
 raio Mg < Fe
2+
+
−
+
(Mg(H2O)n + 2H + 2NO3 ) ⇒ 2H 
(Fe(H2O)n3 + + 3H+ + 3NO3− ) ⇒ 3H+ 
3+
3+
 raio A < Fe
3+
+
−
+
(A(H2O)n + 3H + 3NO3 ) ⇒ 3H 
A distribuição de cargas tem a ver com o raio do cátion, ou seja, quanto menor o raio do cátion,
maior será a distribuição de carga positiva ao seu redor. Consequentemente, a facilidade de
formação de íons H+ será maior e o pH da solução será menor.
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
11
Professora Sonia - Química para o Vestibular
Cátion metálico r (pm)
95
Na +
2+
76
Fe
Mg2+
65
Fe3 +
64
50
A
3+
Conclusão (ordem crescente de pH): A3 + < Fe3 + < Mg 2 + < Fe2 + < Na + .
10. (Ufg 2013) Alguns princípios ativos de medicamentos são bases fracas e, para serem
absorvidos pelo organismo humano, obedecem, como um dos parâmetros, a equação de
Henderson-Hasselbach. Essa equação determina a razão molar entre forma protonada e não
protonada do princípio ativo dependendo do pH do meio. A forma não protonada é aquela que
tem maior capacidade de atravessar as membranas celulares durante o processo de absorção. A
equação de Henderson-Hasselbach adaptada para bases fracas é representada a seguir.
log10
[protonada ]
[não protonada ]
= pka − pH
Nessa equação, pka é a constante de dissociação do princípio ativo.
Considerando-se essa equação, um medicamento caracterizado como base fraca, com pka de
4,5, terá maior absorção
a) no estômago, com pH de 1,5.
b) na bexiga, com pH de 2,5.
c) no túbulo coletor do néfron, com pH de 3,5.
d) na pele, com pH de 4,5.
e) no duodeno, com pH de 6,5.
Resolução:
Alternativa E
A equação de Henderson-Hasselbach é válida com melhor aproximação entre pH 4 e pH 10,
devido às simplificações feitas.
Nas alternativas o valor que melhor se encaixa é pH = 6,5 (duodeno).
11. (Ufpr 2013) As antocianinas são substâncias responsáveis por uma variedade de cores
atrativas presentes em diversas frutas, flores e folhas. Essas substâncias apresentam cores
diferentes em solução de acordo com sua forma, protonada ou desprotonada, podendo assim
ser empregadas como indicadores de pH. Um exemplo disso é o extrato de repolho-roxo, que
apresenta o seguinte perfil de cores em função do pH:
Faixa de pH
Cor observada
1,0 a 3,0
Vermelha
4,0 a 6,0
Violeta
7,0 a 9,0
Azul
10 a 12
Verde
Em valores intermediários (entre 3,0 e
4,0, 6,0 e 7,0 ou 9,0 e 10) existe uma
mescla de cores.
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
12
Professora Sonia - Química para o Vestibular
Suponha que fossem misturados 10 mL de uma solução de HC 0,10 mol.L–1 com 90 mL de
solução de NaOH 0,010 mol.L–1 e à solução resultante fossem adicionadas algumas gotas do
extrato de repolho-roxo.
a) Qual é o valor do pH da solução resultante?
b) Qual é a cor observada para a solução resultante?
Resolução:
a) Cálculo do número de mols de HC : 10 mL de uma solução de HC 0,10 mol.L–1.
1000 mL
0,10 mol
10 mL
nHC
nHC = 0,001 mol
Cálculo do número de mols de NaOH: 90 mL de solução de NaOH 0,010 mol.L–1.
1000 mL
0,010 mol
10 mL
nHC
nHC = 0,0009 mol
Reação de neutralização:
HC + NaOH → H2O + NaC
1 mol
0,001 mol
1 mol
0,0009 mol
excesso de
0,0001 mol
Tem-se um excesso de 0,0001 mol de HC (H+ ) num volume de 100 mL (0,1 L) de solução (10
mL + 90 mL), então:
n 0,0001
[H+ ] = =
= 0,001 = 10−3
V
0,1
[H+ ] = 10−3 ⇒ pH = 3
b) Teremos:
Faixa de pH
1,0 a 3,0
Cor observada
pH = 3: cor vermelha
12. (Ufpr 2012) A forma dos fios do cabelo (liso ou ondulado) se deve à forma das estruturas
proteicas da queratina. Promovendo reações químicas nas ligações dissulfeto (RSSR) presentes
na proteína, é possível alterar sua estrutura e com isso mudar a forma do cabelo. O método
baseia-se na redução dos grupos RSSR a RSH, por uma solução do ácido tioglicólico (também
conhecido como ácido 2-mercaptoacético ou ácido 2-mercaptoetanoico) em uma solução de
amônia (pH 9). Feito isso, os fios de cabelo ficam “livres” para serem moldados na forma
desejada. Na sequência, uma solução de água oxigenada (solução de peróxido de hidrogênio,
H2O2) promove a oxidação dos grupos RSH novamente a RSSR, “congelando” a estrutura das
proteínas na forma moldada.
Acerca das informações fornecidas, pede-se:
a) Desenhe as estruturas (em grafia de bastão) para o ácido tioglicólico.
b) Sabendo que o pKa do ácido tioglicólico é 3,73, calcule a razão de concentração entre as
espécies desprotonada e protonada do ácido tioglicólico em pH 9, condição da solução de
amônia descrita no texto.
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
13
Professora Sonia - Química para o Vestibular
Resolução:
a) O ácido tioglicólico pode ser representado por:
HS
O
OH
b) A equação de ionização do ácido é HSCH2COOH H+ + HSCH2COO− .
Sabemos que a constante de ionização ácida é dada por:
Ka =
[H+ ][HSCH2COO− ]
[HSCH2COOH]
Aplicando log, vem:
− log K a = − log
[H+ ][HSCH2COO− ]
[HSCH2COOH]


[HSCH2COO− ]  
− log K a = − log  [H+ ] ×


[HSCH2COOH]  


− log K a = − log[H+ ] − log
pKa = pH − log
3,73 = 9 − log
log
[HSCH2COO− ]
[HSCH2COOH]
[HSCH2COO− ]
[HSCH2COOH]
[HSCH2COO− ]
[HSCH2COOH]
[HSCH2COO− ]
= 5,27
[HSCH2COOH]
[HSCH2COO− ]
= 105,27 = 186.208,71
[HSCH2COOH]
13. (Uftm 2012) O ácido propanoico é um dos ácidos empregados na indústria de alimentos
para evitar o amarelecimento de massas de pães e biscoitos. Este ácido tem constante de
ionização a 25 °C, aproximadamente 1× 10−5 , e sua fórmula estrutural está representada na
figura.
O
H3 C
C
OH
a) Escreva a fórmula estrutural do produto de reação do ácido propanoico com o etanol.
Identifique o grupo funcional presente no produto da reação.
b) Qual é o pH de uma solução aquosa de ácido propanoico 0,1mol L, a 25 °C ? Apresente os
cálculos efetuados.
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
14
Professora Sonia - Química para o Vestibular
Resolução:
a) Teremos:
b) Teremos:
Ácido propanoico
H+
+
0,1 mol/L
Gasta
0 mol/L
Forma
−x
(0,1 − x) mol/L
+x
x mol/L
(Pr opanotato)−
Ka =
[H+ ].[Propanoato]
[Ácido propanoico]
Ka =
x.x
x.x
x2
⇒ Ka =
⇒ Ka =
0,1 − x
0,1
0,1
1,0 × 10−5 =
+
[H ] = 10
−3
x2
10
−1
0 mol/L
Forma
(início)
+x
(durante)
x mol/L
(equilíbrio)
⇒ x = 10−3 mol/L
mol/L ⇒ pH = − log10−3 = 3
14. (Ufmg 2012) Na estrutura do metabólito I, há dois grupos com características acidobásicas:
+
o pKa do grupo COOH é de 4, 2; e pKa do grupo guanidino protonado, [ −NH − C(NH2 )2 ] , é de 13,1.
Sabe-se que grupos com pKa menor que 7 se apresentam desprotonados em pH = 7, e que os
com pKa maior que 7 se apresentam protonados.
Represente a estrutura do estado de protonação mais provável do metabólito I em pH fisiológico
de 7,4.
Observação: nessa representação, utilize apenas fórmulas estruturais de traços e/ou linhas.
Resolução:
Pelas informações do enunciado, teremos:
• O pKa do grupo COOH é de 4, 2 (o grupo é ácido e cede o próton (H+)).
+
• O pKa do grupo guanidino protonado, [ −NH − C(NH2 )2 ] , é de 13,1 (o grupo é básico e recebe o
próton (H+)).
Então:
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
15
Professora Sonia - Química para o Vestibular
15. (Ufjf 2012) Os plásticos constituem um dos materiais mais utilizados no nosso cotidiano.
Em aterros sanitários municipais, os filmes de policloreto de vinila (PVC) são os mais
encontrados, devido a sua ampla utilização em produtos domésticos. O PVC é um material
instável em relação ao calor e à luz e se degrada a temperaturas relativamente baixas, de acordo
com a reação abaixo.
→ [CH = CH]n (s ) + HC ( g )
[CH2CHC]n 
Calor
a) O cloreto de hidrogênio liberado na reação acima pode ser detectado segundo procedimento
experimental ilustrado abaixo: inicia-se a queima e a decomposição do PVC, com liberação de
HC. O HC liberado entra em contato com a solução contendo KOH e indicador. Sobre esse
experimento, pergunta-se: qual é a coloração da solução contendo KOH + fenolftaleína antes e
após a coleta do HC, considerando que a solução final apresenta excesso de HC ? Justifique
suas respostas.
b) A quantidade de HC obtida após a decomposição do PVC é 3,65 mg em 1,0 L. Calcule o pH
dessa solução?
c) O HC, estando como névoa ou vapor, é removido do ar por deposição de seus sais ou por
chuva. Qual é a consequência ambiental para o meio aquático após seu contato com HC ?
Justifique sua resposta.
d) O ácido clorídrico ataca muitos metais na presença de água, formando um gás
inflamável/explosivo. Dê um exemplo desse tipo de situação, indicando a reação química.
Dado: Ordem decrescente de reatividade de alguns metais:
K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Sn > Pb > H > Cu > Hg > Ag > Au.
Resolução:
a) Solução de fenolftaleína: em meio básico fica rósea, em meio ácido, incolor.
A coloração, antes do aquecimento do PVC, é rósea, pois o meio é básico.
A solução final apresenta excesso de HC por isso é incolor.
b) Teremos:
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
16
Professora Sonia - Química para o Vestibular
mHC = 3,65 mg
V =1 L
nHC =
3,65 × 10−3 g
36,5 g.mol−1
= 0,0001 mol = 10−4 mol
[H+ ] = 10− pH
[H+ ] =
10−4 mol
= 10−4 mol/L
1L
pH = 4
c) A hidrólise dos sais derivados de HC será ácida e o pH do meio irá diminuir, prejudicando o
meio aquático.
d) Exemplo do ataque do HC ao zinco metálico:
Zn + 2HC → H2 + ZnC 2 (reação de deslocamento).
16. (Fgv 2012) A piridina é uma substância empregada na indústria da borracha, de tintas e de
corantes. Em solução aquosa 0,1 mol L−1, a 25 °C, a piridina hidrolisa, resultando numa solução
com [OH− ] = 10−5 mol ⋅ L−1.
N
A classificação da piridina, de acordo com o conceito ácido-base de Lewis, e o pH da solução
aquosa 0,1molL−1 a 25 °C são, respectivamente:
a) ácido de Lewis e 9.
b) ácido de Lewis e 5.
c) base de Lewis e 9.
d) base de Lewis e 8.
e) base de Lewis e 5.
Resolução:
Alternativa C
[H+ ] × [OH− ] = 10−14
[OH− ] = 10−5 mol ⋅ L−1
[H+ ] = 10−9 mol ⋅ L−1
[H+ ] = 10− pH mol ⋅ L−1
pH = 9
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
17
Professora Sonia - Química para o Vestibular
17. (Pucsp 2012) Em um béquer são misturados 250 mL de solução aquosa de hidróxido de
bário (Ba(OH)2) de concentração 0,1 mol/L, 150 mL de solução aquosa de ácido nítrico (HNO3)
de concentração 0,2 mol/L e 100 mL de solução aquosa de ácido clorídrico (HC ) de
concentração 0,1 8 mol/L. A solução resultante apresenta pH
a) entre 1 e 2.
b) entre 2 e 3.
c) igual a 7.
d) entre 11 e 12.
e) entre 12 e 13.
Resolução:
Alternativa D
Teremos:
250 mL (0,25 L) de solução de Ba(OH)2
[Ba(OH)2 ] = 0,1 mol/L
nBa(OH)2 = 0,1 × 0,25 = 0,025 mol ⇒ n
OH−
= 2 × 0,025 = 0,05 mol
150 mL (0,15 L) de solução de HNO3
[HNO3 ] = 0,2 mol/L
nHNO3 = 0,2 × 0,15 = 0,03 mol ⇒ n
H+
= 0,03 mol
100 mL (0,1 L) de solução de HC
[HC] = 0,18 mol/L
nHC = 0,1 × 0,18 = 0,018 mol ⇒ n
H+
= 0,018 mol
Vtotal = 0,25 L + 0,15 L + 0,10 L = 0,5 L
n
= 0,018 + 0,03 = 0,048 mol
n
= 0,050 mol (está em excesso)
H+ (total)
OH−
n
OH−
(excesso) = 0,050 − 0,048 = 0,002 mol
[OH− ] =
n 0,002 mol
=
= 4 × 10−3 mol/L
V
0,5 L
pOH = − log(4 × 10−3 ) = 3 − log 4
pH = 14 − pOH
pH = 14 − (3 − log 4) = 11 + log 4.
Conclusão: O pH está entre 11 e 12.
18. (Ufpe 2012) O ácido lático apresenta pKa = 3,82 . Qual o valor aproximado do pH de uma
solução de ácido lático 0,1 mol L−1 em água? Assinale o inteiro mais próximo de sua resposta
após multiplicá-la por 10 (dez).
Resolução:
Para o ácido lático, teremos:
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
18
Professora Sonia - Química para o Vestibular
CH3CH(OH)COOH H+ + CH3CH(OH)COO−
0,1 mol/L
− 0,1α
0
+ 0,1α
0
+ 0,1α
0,1 − 0,1α
+ 0,1α
+ 0,1α
0,1 mol /L
+
[H ] = [CH3CH(OH)COO− ] = 0,1α
[H+ ][CH3CH(OH)COO− ]
Ka =
Ka =
[H+ ]
[CH3CH(OH)COOH]
=
[H+ ]2
[CH3CH(OH)COOH]
[H+ ]2
[CH3CH(OH)COOH]
[H+ ]2
− log K a = − log
[CH3CH(OH)COOH]
pK a
pK a = −2 log[H+ ] + log[CH3CH(OH)COOH]
2pH
pK a = 2pH + log[CH3CH(OH)COOH]
3,82 = 2pH + log 0,1 ⇒ 3,82 = 2pH − 1
3,82 + 1
pH =
= 2,41
2
Multiplicando por dez: 2,41 × 10 = 24,1 ≈ 24.
19. (Uftm 2012) A água dos oceanos tem pH próximo de 8, que se mantém por meio do
equilíbrio entre os íons carbonato e bicarbonato, representado na equação.
CO2 (g) + H2O( ) + CO32 − (aq) 2 HCO3− (aq)
Os corais são formados de carbonato de cálcio, substância praticamente insolúvel em água.
Algumas pesquisas recentes indicam que o aumento da concentração de CO2 na atmosfera
pode provocar o aumento da concentração de CO2 nos oceanos, o que contribuiria para o
desaparecimento dos corais dos oceanos, e perturbaria o equilíbrio ecológico da vida marinha.
a) Estime a concentração de íons OH– numa amostra de água dos oceanos, considerando Kw =
10–14.
b) A partir do equilíbrio químico apresentado, explique como o aumento da concentração de
CO2 atmosférico pode contribuir para o desaparecimento dos corais dos oceanos.
Resolução:
a) Nos oceanos pH = 8, então [H+ ] = 10−8 mol / L .
K W = [H+ ] × [OH− ]
10−14 = 10−8 × [OH− ]
[OH− ] =
10−14
10
−8
= 10−6 mol/L
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
19
Professora Sonia - Química para o Vestibular
b) Teremos:
CO2 (g) + H2O( ) + CO32− (aq) 2 HCO3− (aq)
[CO2 ] ↑ 
→ [HCO3− ]
2−
o equilíbrio desloca para a direita
os íons CO3 são consumidos
O CO2 (g) reage com os íons carbonato ( CO32− (aq) ) que são repostos pela degradação do
carbonato de cálcio (CaCO3 ) presente nos corais.
20. (Ufpe 2012) Ácidos são substâncias comuns em nosso cotidiano, como por exemplo, na
indústria alimentícia. Logo, a quantificação da força dos ácidos em água é importante para a
sua utilização correta e é dada pelo valor do pK a . Os valores aproximados dos pKa ' s dos ácidos
clórico (HCO3 ) , cloroso (HCO2 ) e fluorídrico (HF) são 1, 2 e 3, respectivamente.
Desconsiderando a contribuição da autoprotólise (autoionização) da água, podemos afirmar
que:
(___) o ácido HF é três vezes mais forte que o ácido HCO3 .
(___) o ácido HCO3 libera duas vezes menos íons hidrogênio que o ácido HCO2 em soluções com
as mesmas concentrações.
(___) para duas soluções com as mesmas concentrações, a que contém o ácido HF apresenta pH
maior que aquela com o ácido HCO3 .
(___) o ácido HCO2 é mais forte que o ácido HF, pois libera mais íons hidrogênio em água.
(___) a ordem crescente da acidez é HCO3 < HCO2 < HF.
Resolução:
F – F – V – V – F.
Teremos:
Os valores aproximados dos pKa ' s dos ácidos clórico (HCO3 ) , cloroso (HCO2 ) e fluorídrico (HF)
são 1, 2 e 3, então:
Ácido
pKa = − logKa
Ka = 10−pKa
HCO3
10 −1
HCO2
1
2
10−2
HF
3
10−3
Força ácida: HCO3 > HCO2 > HF ⇒ pHHCO3 < pHHCO2 < pHHF .
Partindo-se da mesma concentração molar (x), teremos:
HCO3 H+ + CO3−
x
0
0
−αx
x − αx
+ αx
+ αx
+ αx
+ αx
Ka =
Ka = 10−1
[H+ ][CO3− ] αx × αx
α2x
=
=
≈ α2x
[HCO3 ]
(x − αx) (1 − α )
10−1 = α 2 x ⇒ α =
10 −1
x
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
20
Professora Sonia - Química para o Vestibular
HCO2 H+ + CO3−
x
−βx
0
+ βx
0
+ βx
x − βx
+ βx
+ βx
Ka =
[H+ ][CO3− ] βx × βx
β2 x
=
=
≈ β2 x
[HCO3 ]
(x − βx) (1 − β)
10−2 = β2 x ⇒ β =
10−2
x
HF H+ + F −
x
−δx
0
+ δx
0
+ δx
x − δx
+ δx
+ δx
Ka =
Ka = 10−2
Ka = 10−3
[H+ ][CO3− ] δx × δx
δ2 x
=
=
≈ δ2 x
[HCO3 ]
(x − βx) (1 − β)
10−3 = δ2 x ⇒ δ =
10−3
x
Conclusão: δ < β < α.
Para HCO3 e HF:
10−1 
10−1

x α
x = 102 ⇒ α = 10 × δ
 =
10−3
δ
10−3
HF : δ =

x
x

HCO3 : α =
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
21