QUÍMICA 4
LIVRO 5
Resoluções das atividades
Sumário
Aula 18 – Deslocamento do equilíbrio químico ................................................ 1
Aula 21 – Cálculos envolvendo pH e pOH........................................................ 5
Aula 19 – Equilíbrio iônico................................................................................. 2
Aula 22 – Hidrólise de sais ................................................................................ 7
Aula 20 – Equilíbrio iônico da água................................................................... 3
Aula 18 Deslocamento do equilíbrio químico
Atividades para sala
04 A
O aumento da temperatura não favorece a constante de
equilíbrio, evidenciando que a reação direta é exotérmica

[produtos] 
 K = [reagentes]  . Assim, é suiciente diminuir a tempera-
01 E
tura reacional para aumentar o rendimento.
O aumento da temperatura diminui a concentração de gás
carbônico na água (a solubilidade de um gás diminui com
a elevação da temperatura).
O aumento da concentração de CO2(aq) aumenta a acidez do meio, pois desloca o equilíbrio da etapa 2 para a
direita, consequentemente elevando a concentração de
cátions H+(aq).
CO2(aq) + H2O()
Desloca
para a
direita
HCO–3(aq) + H+(aq) (etapa 2)
Atividades propostas
01 B
Para se deslocar o equilíbrio para a direita, deve-se diminuir a pressão do sistema (pressão e volume são grandezas
inversamente proporcionais):
PC5(g)
1 mol
1 volume
Elevação
da
concentração
Diminuição
de pressão
Aumento
de pressão
PC3(g) + C2(g)
2 mols
2 volumes
02 C
02 A
A introdução de 0,1 mol de CO ao recipiente fará o equilíbrio se deslocar para a esquerda. Assim:
[COC2]im > [COC2]início
[CO]im > [CO]início
[C2]im < [C2]início
O borbulhamento de etino desloca o equilíbrio para a
esquerda (no sentido da produção do carbeto de cálcio).
Como a reação direta é exotérmica (libera calor), conclui-se que a inversa é endotérmica, isto é, ela absorve
energia.
carbeto
de
cálcio
Reação
exotérmica
Reação
endotérmica
2+
–
+ 3 PO 3–
5 Ca(aq)
+ OH(aq)
4(aq)
H+ do limão
diminui a
concentração
Aumento da
concentração
Ca5(PO4)3OH(s) + H2O()
03 B
CaC2(s) + 2 H2O()
Ca5(PO4)3OH(s) + H2O()
Desloca
para a
direita
Desloca
para a
esquerda
2+
–
+ 3 PO 3–
5 Ca(aq)
+ OH(aq)
4(aq)
Sacarose não pertence ao equilíbrio, e sua adição não
desloca o equilíbrio.
03 D
Ca(OH)2(aq) + C2H2(g) + calor
hidróxido
de
cálcio
gás
acetileno
(etino)
I. (F) A reação direta trata de um processo endotérmico, pois ocorre a absorção de 31,4 kcal pelos
reagentes.
Pré-Universitário
1
QUÍMICA 4
LIVRO 5
II. (F) O denominador da expressão da constante de
equilíbrio em termos de concentração molar (KC) é
igual a [H2O].
KC =
[CO][H2 ]
[H2O]
08 B
III. (V) Se for adicionado mais monóxido de carbono
(CO(g)) ao meio reacional, o equilíbrio será deslocado para a esquerda, no sentido dos reagentes.
Desloca para
a esquerda
1 H2O(g) + 1 C(s) + 31,4 kcal
1 CO(g) + 1 · H2(g)
Aumento da
concentração
IV. (F) O aumento na pressão total sobre esse sistema
desloca o equilíbrio no sentido do menor número
de mols de gás (menor volume), ou seja, para a
esquerda:
1 CO(g) + 1 H2(g)
1 H2O(g) + 1 C(s)
1 mol
de gás
2 mols de gás
1 mol
I. (V) O processo é endotérmico.
II. (F) Nesse caso, a pressão não inluencia no equilíbrio.
Não há gases.
III. (F) Deve deslocar para os reagentes.
IV. (V) Deve deslocar para os produtos.
09 E
O equilíbrio deve ser deslocado em sentido direto. Para
isso, é suiciente adicionar cloreto de sódio aquoso
–
+
, a concentração de Na+ e C –
+ C(aq)
(NaC(aq) → Na(aq)
aumenta). O íon cloreto, comum, desloca-se para os produtos tornando o meio azul.
2 mols
1 volume
2 volumes
10 E
Elevação da pressão (P↑ · V↓ = K):
1 mol
O deslocamento do equilíbrio no sentido da formação do
H2 é favorecido pelo aumento da temperatura, pois a reação é endotérmica (∆H0 > 0).
Esquerda
1 volume
2 NO2(g)  N2(g) + 2 O2(g)
2 mols
2 volumes
Esquerda
Expressão do KP: KP =
PN2 ⋅ (PO2 )2
(PNO2 )2
04 D
Devido à ausência de componentes gasosos nos produtos, a diminuição de pressão deslocará o equilíbrio para
esquerda, diminuindo a concentração de CO2 dissolvido
no refrigerante, já que haverá liberação do gás.
Aula 19 Equilíbrio iônico
Atividades para sala
05 B
Cloreto de amônio: NH4C.
01 C
NH4C → NH+4 + C–
–
+ NH3(aq)
H2PO4(aq)
Esquerda
O equilíbrio deve se deslocar em sentido inverso devido à
presença do íon acetato (efeito do íon comum). Com isso,
o grau de ionização do ácido diminui.
+ NH+4(aq)
HPO2–
4(aq)
Aumenta a
concentração
Aumenta a
concentração
02 D
06 B
I. (F) Aumentar a pressão implica deslocar o equilíbrio
para a esquerda (menor número de mols).
II. (V) O processo é endotérmico.
III. (F) O catalisador não altera o estado de equilíbrio.
07 C
O aumento da pressão desloca o equilíbrio para a esquerda,
no sentido do menor número de mols:
2 mols
2
Elevação
da pressão
(esquerda)
3 H2(g) + CO2(g)
4 mols
Kw = Ka · Kb (relação entre as constantes das espécies conjugadas)
1,0 · 10–14 = 2,0 · 10–3 · Kb
Kb =
O catalisador não desloca o equilíbrio.
CH4(g) + H2O(g)
Kw = 1,0 · 10–14
1, 0 ⋅ 10 −14
= 5,0 · 10–12
2, 0 ⋅ 10 −3
03 E
Nas ilustrações, nota-se que o ácido HB está totalmente
ionizado, o que o torna um ácido forte, portanto com maior
condutividade elétrica e menor pH.
Pré-Universitário
QUÍMICA 4
LIVRO 5
O ácido HC está menos ionizado, o que o torna um ácido
fraco, portanto com uma pequena condutividade elétrica
e maior pH.
Os três ácidos em ordem crescente de força podem ser
assim representados: HC < HA < HB.
07 A
A presença do íon acetato desloca o equilíbrio em sentido
inverso.
NaAc → Na+ + Ac–
HAc  H+ + Ac– 04 C
Quanto mais fraco é o ácido, mais forte será a sua base
conjugada. Portanto, se a ordem crescente de acidez é
HCN < H2CO3 < CH3COOH, a ordem de basicidade dos
ânions será CH3COO– < HCO3– < CN–.
08 E
Analisando as equações fornecidas, tem-se:
IV. H3A  3 H+ + A–
Ionização do ácido cítrico.
I. NaHCO3 → Na+ + HCO–3
Dissociação iônica do bicarbonato de sódio.
Atividades propostas
III. HCO–3 + H+  H2CO3
Formação do ácido carbônico.
01 A
Quanto maior a constante de ionização de um ácido, maior
será sua força.
02 A
II. H2CO3  H2O + CO2
Liberação do gás carbônico.
09 C
Sendo o ácido acético bastante fraco (Ka pequeno), seu
equilíbrio encontra-se deslocado para a esquerda, permitindo uma baixa concentração de íons em solução (menor
condutibilidade).
–
3–
2+
+ OH(aq)
+ 3 PO4(aq)
Ca5(PO4)3OH(s) + nH2O()  5 Ca(aq)
Alimentos ácidos possuem uma elevada concentração de
íons H+ que reagem com o íon OH–, formando H2O.
H+ + OH– → H2O
03 B
Quanto maior a constante de equilíbrio ácida, maior será a
acidez do composto.
1,0 · 10–10 < 4,3 · 10–7 < 1,8 · 10–5 < 7,6 · 10–3
Ácido
fênico
Ácido
carbônico
Ácido
etanoico
Assim, o equilíbrio químico é deslocado no sentido dos
produtos, fazendo com que a concentração de hidroxiapatita diminua.
10 A
Ácido
fosfórico
–
CH3COOH(aq)  H+(aq) + CH3COO(aq)
–
Na+CH3COOH–(s) → Na+(aq) + CH3COO(aq)
04 D
pKa = log Ka
Quanto maior o pK , menor a acidez do composto.
Quanto menor o pK , maior a acidez do composto.
a
Com a adição do acetato de sódio, aumenta a [CH3COO–],
deslocando o equilíbrio do ácido acético para a esquerda,
reduzindo a [H+] na solução e elevando o pH.
a
Maior acidez: III (0,38).
Aula 20 Equilíbrio iônico da água
Menor acidez: II (9,89).
05 A
O aumento do volume da solução diminui a concentração
dos íons. Por outro lado, a quantidade de íons dispersos
aumenta, pois assim o faz o grau de ionização.
06 D
Atividades para sala
01 E
I. (F)
6 a 10 −4
=
= 10 2 = 100 vezes
14 a 10 −6
II. (V) pH = 7; neutra
I. (V)
II. (V)
III. (F) A concentração de H+ deve diminuir, e o equilíbrio
se desloca para a esquerda.
III. (V)
8 a 10 −5
=
= 101 = 10 vezes
14 a 10 −6
IV. (V) Chuva ácida apresenta pH < 5,5.
Pré-Universitário
3
QUÍMICA 4
LIVRO 5
02 B
03 C
Na equação, a redução dos íons Ag (de +1 para 0) consome íons OH–. Dessa forma, a relação entre H+ e OH– é
alterada; isso causará uma mudança nos valores de pH e
pOH do meio reacional.
a) (F) No AgBr, o Nox da prata vale +1. Na espécie Ag,
vale 0. Portanto, a variação do Nox é 1.
b) (V)
c) (F) A reação depende da presença de íons OH–, ou seja,
o meio ideal para a reação seria o alcalino.
d) (F) A prata sofre redução. Sendo assim, o brometo de
prata é o agente oxidante.
e) (F) Como há variação do Nox, a reação é de redox.
03 E
pH = 6; [H+] = 10–6 M; pOH = 8; [OH–] = 10–8 M; (25 ºC)
04 B
Sob a perspectiva do químico, tem-se:
fechada: apresenta uma única fase (mistura
Garrafa
homogênea).
aberta: apresenta duas fases, pois há a forma Garrafa
ção 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) + HCO–3(aq)).
Como o teor de etanol é em torno de 4,5% (v/v):
Solução ácida [H+] > [OH–]
+
I. (V)
II. (V)
III. (F) O pH da chuva ácida é menor do que sete.
100 mL (produto)
4,5 mL
−6
[H ]
10 M
=
= 100 vezes
[OH− ] 10 −8 M
Vetanol
1 000 mL (produto)
Vetanol = 45 mL
04 C
Todas as soluções testadas são ácidas porque o pH < 7.
Quando se adiciona água, o valor do pH deve subir no
sentido do valor 7.
Atividades propostas
05 A
Sabe-se que:
pH + pOH = 14
[H+] · [OH–] = 10–14
–log (a · 10–b) = b – log a
Líquido
01 C
I. (V) pH = 7,25 neutra
pH = 7,0
II. (F) nC − =
3, 35 ⋅ 10 −3 g
= 0, 094 ⋅ 10 −3 mol
35, 5 g/mol
[C − ] = 9, 4 ⋅ 10 −5 mol/L
nS
SO24− =
3, 68 ⋅ 10 −3 g
= 0, 038 ⋅ 10 −3 mol
9, 6 g/mol
[SO34− ] = 3, 8 ⋅ 10 −5 mol/L
III. (V) Amostras 1 e 3: soluções alcalinas ([H+] < [OH–]).
IV. (V) pH = 5,83
pOH = 8,17
pH
Água da chuva
5,7
Água do mar
8,0
Café
5,0
Leite
6,5
Sangue humano
7,4
Suco de maçã
4 – log 3,2
Quanto menor o valor do pH, mais ácida será a solução.
Conclusão: a água da chuva é mais ácida do que a água do
mar, e o leite é menos ácido do que o café.
06 E
02 A
Pela deinição, tem-se que pH = –log [H+]
Água da chuva: pH = 3 [H+] = 10–3 mol/L = 0,001 mol/L
Do ponto de vista geral , considera-se H3O+ = H+.
Suco de limão: pH = 2,2 (solução mais ácida)
Assim, para cada amostra, segue seu respectivo valor de
pH:
Amostra
[H3O+] em mol/L
IAD
4,0
IIAD
5,0
IIIAD
7,0
IVAD
10,0
VAD
12,0
07 A
Abrindo o refrigerante, o equilíbrio se desloca no sentido
dos reagentes (esquerda).
CO2(g) + H2O()  H2CO3(aq)
A única amostra com valor de pH dentro da faixa adequada para consumo humano é a IIIAD.
4
Suco de tomate: pH = 4,3 (solução menos ácida)
Abrindo o refrigerante há consumo de H+; [H+] diminui; pH
aumenta.
–3
H2CO3(aq)  H+(aq) + HCO(aq)
Pré-Universitário
QUÍMICA 4
LIVRO 5
08 D
Ka =
pHlim ão = 2 ⇒ [H+ ]lim ão = 10 −2 mol/L
[R — COO− ] ⋅ [H3O+ ]
[R — COOH]
x⋅x
3, 3 ⋅ 10 −4
pHtomate = 4 ⇒ [H+ ]tomate = 10 −4 mol//L
3 · 10–5 =
1
[H+ ]tomate 10 −4
= −2 = 10 −2 =
+
100
[H ]lim ão 10
x2 = 9,9 · 10–9
x2 ≅ 10 · 10–9
x2 = 10–8
x=
09 C
No primeiro gráico, quanto maior a DBO, menor a qualidade da água.
No segundo gráico, para pH = 7 (água neutra), a qualidade da água é elevada.
10 −8
x = 10–4 mol/L
[H3O+] = 10–4 mol/L
1
1
= log −4 =
pH = log
10
[H3O+ ]
log 104 = 4
10 D
Com adição de CaO ao solo, tem-se a seguinte reação:
CaO + H2O → Ca(OH)2
Consequentemente, o equilíbrio:
2–
+ H2O()  HCO3(aq) + OH(aq) seria deslocado para a
CO3(aq)
esquerda.
03 E
Para o cálculo de pH, deve-se somar as concentrações
inais de íons H+ provenientes das ionizações de todos os
ácidos.
Para HC:
HC
H 2O
H+ + C–
0,01 M
Aula 21 Cálculos envolvendo pH e pOH
0,01 M
Para HNO3:
HNO3
Atividades para sala
H 2O
H+ + NO3–
0,03 M
0,03 M
Para H2SO4:
01 C
C6H8O6 (M = 176 g/mol); V = 100 mL = 0,1 L; α = 5% = 0,05.
m
[C6H8O6] =
M· V
3, 52
[C6H8O6] =
= 0,2 mol/L
176 ⋅ 0,1
Reage e forma
equilíbrio
0
H 2O
2 H+ + SO42
0,005 M
0,01 M
Portanto, a concentração total de íons H+ vale 0,05 M ou
5 · 10–2 mol/L.
Pela deinição de pH, tem-se:
pH = –log [H+]
Da equação C6H8O6 + H2O  C6H7O–6 + H3O+
início
H2SO4
0,2 mol/L
–
0
10 –2 mol/L
–
10–2 mol/L 10–2 mol/L
≅ 0,2 mol/L
–
10–2 mol/L 10–2 mol/L
Reagiu = α · [C6H8O6]
Reagiu = 0,05 · 0,2 = 0,01 = 10–2
pH = –log 5 · 10–2
pH = –[log 5 + log 1 0–2]
pH = –[0,7 – 2,0] = 1,3
04 D
pH = –log [H ] = –log 10 = 2
Cálculo da concentração inicial de ácido:
pH = 2
0,1 mol de ácido
+
–2
0,1 L
1L
n
02 D
n = 1 mol/L
R — COOH(aq) + H2O()  R — COO–(aq) + H3O+(aq)
início
Reage e forma
equilíbrio
3,3 · 10–4 M
–
0
0
x
–
xM
xM
≅3,3 · 10–4 M
–
xM
xM
Concentração das espécies em equilíbrio:
RCOOH(aq)  RCOO–(aq) + H+(aq)
↓
↓
↓
1 mol/L
Pré-Universitário
10 –4 mol/L
10 –4 mol/L
5
QUÍMICA 4
LIVRO 5
(Considera-se que a concentração de equilíbrio é aproximadamente igual à concentração inicial, pois o ácido é
fraco).
03 E
I. (V) pH = 4 ⇒ [H+] = 10–4 M (maior acidez)
pH = 6 ⇒ [H+]' = 10–6 M (menor acidez)
A constante de equilíbrio é dada por:
Keq =
[H+ ] 10 −4 M ⇒ [H+] = 100 · [H+]'
=
[H+ ]' 10 −6 M
[H+ ] ⋅ [RCOO−] 10 − 4 ⋅ 10 − 4
=
= 10 −8
[RCOOH]
1
II. (V)
III. (V)
04 B
Atividades propostas
De acordo com a tabela, o pH do material de limpeza à
base de amoníaco é igual a 11,0, então:
01 D
pH + pOH = 14
pH = –log [H+]
11 + pOH = 14
[H+] = 10–pH
pOH = 3 ⇒ [OH–] = 1,0 · 10–3 mol/L
Dessa forma:
pH + pOH = 14
05 A
[H+] · [OH–] = 10–14
A amostra II é a mais ácida, pois apresenta o menor valor
de pH, logo a maior concentração hidrogeniônica.
pH = 9 ⇒ [H+] = 10–9 mol/L
10–9 · [OH–] = 10–14 ⇒ [OH–] = 10–5 mol/L
[OH–] > [H+]
06 B
pH = 11 ⇒ [H+] = 10–11 mol/L
[H+] = α · [Ácido]
10–11 · [OH–] = 10–14 ⇒ [OH–] = 10–3 mol/L
pOH = 13
[OH–] > [H+]
pH = 1
⇐ Acidez crescente
[H+] = 0,1 M
pH
0
1
2
3
4
Soluções ácidas
5
6
7
8
Soluções
neutras
9
10 11 12 13 14
0,1 = 0,40 · [Ácido]
[Ácido] =
Soluções básicas
0 ,1
= 0,25 mol/L
0, 40
07 A
pOH
14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4
Basicidade decrescente ⇒
3
2
1
0
Como o pH é maior do que 7, conclui-se que as águas são
alcalinas.
02 D
Solução A – C2H5OH (0,10 mol/L): O etanol apresenta caráter
neutro; o pH da solução será igual a 7.
Solução B – CH3COOH (0,10 mol/L): O ácido etanoico ou
acético é fraco; o pH da solução será menor que 7.
Solução C – HC (0,10 mol/L): O ácido clorídrico é forte; o
pH da solução será menor que 7.
Solução D – NaOH (0,10 mol/L): O hidróxido de sódio é uma
base forte; o pH do meio será maior que 7.
Solução E – NH3 (0,10 mol/L): A amônia reage com a água,
formando solução de hidróxido de amônio, que é fraca; o
pH do meio será maior que 7.
A ordem crescente será dada por: C, B, A, E, D.
6
pH = 1 ⇒ [H+] = 10–1 mol/L
Antes: 1 L
10–1 mol de H+
Depois: 1 000 L
10–1 mol de H+
10 −1 mol
= 10–4 mol/L ⇒ pH' = –log 10–4 = 4
1 000 L
pH' = 4 · 1 = 4 · pH
08 B
1,0 mL de uma solução aquosa de HC 0,1 mol/L:
0,1 mol
1 000 mL
nHC
1,0 mL
nHC = 0,0001 mol
Vtotal = 1,0 + 9,0 = 10 mL = 0,01 L
n 0, 0001 mol
=
= 0,01 mol/L = 10–2 mol/L (ácido
0, 01 L
V
monoprótico)
[HC] =
[H+] = 10–2 mol/L ⇒ pH = 2,0
Pré-Universitário
QUÍMICA 4
LIVRO 5
09 A
03 A
R — COOH  R — COO + H
–
10 M
–2
início
Reage e forma
equilíbrio
Tornassol azul = solução básica
+
0
0
xM
xM
xM
≅10–2 M
xM
xM
−
+
Ka = [R — COO ] ⋅ [H ]
[R — COOH]
2 · 10–4 =
x⋅x
10 −2
2 ⋅ 10
II. Ba(NO3)2 = solução ácida
Ba2+ + H2O  Ba(OH)2 + 2 H+
III. NH4C = solução ácida
NH4+ + H2O  NH4OH + H+
04 C
No caso da água sanitária:
NaCO
Na+ + CO– + HOH  Na+ + OH– + HCO
x2 = 2 · 10–6
x=
I. CH3COONa = solução básica
CH3COO– + H2O  CH3COOH + OH–
−6
x = 1,4 · 10–3 mol/L
CO– + HOH  OH– + HCO
[H+] = 1,4 · 10–3 mol/L
meio
básico
[H+] ≅ 10–3 mol/L
No caso da soda cáustica:
NaOH
pH ≅ 3,0
Cor: vermelha
HO
2
NaOH(aq)
NaOH(s)
–
+
NaOH(aq) → Na(aq) + OH(aq)
10 C
meio
básico
–
HF(aq)  H+(aq) + F(aq)
início
Reage e forma
equilíbrio
+
0,25 mol/L
0
0
x mol/L
x mol/L
x mol/L
≅ 0,25 mol/L
x mol/L
x mol/L
x=
10
Em meio básico, o valor do pH é maior.
Atividades propostas
−
[H ] ⋅ [F ]
[HF]
x⋅x
4 · 10–4 =
0, 25
x2 = 1 · 10–4
Ka =
ácido
fraco
01 E
NaC
(A)
−4
x = 10–2 mol/L
Não apresenta hidrólise
As hidrólises que ocorrem são:
[H+] = 10–2 mol/L
pH = 2,0
NH4C
(B)
NH+4 + H2O  H3O+ + NH3
(pH < 7) (T = 25 ºC)
Aula 22 Hidrólise de sais
Atividades para sala
01 D
a)
b)
c)
d)
e)
NaC2H3O2 C2H3O2– + H2O  HC2H3O2 + HO–
(C)
(pH > 7) (T = 25 ºC)
02 C
Na2CO3 = solução básica
NaC = solução neutra
NaOH = solução básica
NH4C = solução ácida
NH4CN = solução aproximadamente neutra
02 E
I. (V) pH > 7 é alcalino.
II. (V) Básico.
III. (V) Muda de neutro para básico.
pH = 6 (solução ácida)
NH4C = solução ácida
NH4+ + H2O  NH4OH(aq) + H+(aq)
03 A
Adicionando-se ácido à água sanitária, os íons H+ da solução adicionada retiram os íons OH– do equilíbrio da hidró–
→ H2O().
lise: H+(aq) + OH(aq)
Pré-Universitário
7
QUÍMICA 4
LIVRO 5
Com isso, o equilíbrio se desloca para a direita (→), aumentando a concentração de HCO e, consequentemente, a
ação desinfetante da água sanitária.
Líquido → 1 2 3 4
5
pH → 5 7 9 11 13
Como o líquido 1 (pH = 5) é o que apresenta o maior H+,
ele é o que mais aumenta a ação desinfetante quando adicionado à água sanitária.
08 D
Todas as alternativas mostram sais. De acordo com o enunciado do texto, deseja-se aumentar o pH de uma solução
ácida. Para isso, deve-se introduzir no sistema um sal que
sofra reação de hidrólise com água, produzindo íons OH–.
Observe as equações a seguir.
+
: dissociação do sal.
+ CO2–
Na2CO3(aq) → 2 Na(aq)
3(aq)
–
2–
: reação do carbonato
+ OH(aq)
+ H2O()  HCO1–
CO3(aq)
3(aq)
com a água.
04 E
a) (F) A cor vermelha é resultado de reações de oxidação
do nitrito e da concentração de mioglobina presente na carne.
b) (F) O aroma, a cor e o sabor não são propriedades funcionais dos sais, açúcares e condimentos.
c) (F) Os sais de nitrito e nitrato de sódio desidratam
a carne, retirando água durante a cura, inibindo,
assim, a ação de bactérias.
d) (F) O sal nitrito de sódio é um sal básico, pois é formado a partir de uma base forte e um ácido fraco,
resultando em um pH > 7. Já o nitrato de sódio é
formado por uma base forte (NaOH) e um ácido
forte (HNO3), resultando em um pH neutro. Em
ambos os casos, não se tem pH < 7.
e) (V) NaOH + HNO2 → NaNO2 + H2O
↓
↓
base
forte
ácido
fraco
09 B
Os compostos que poderiam substituir o hidróxido de
magnésio devem apresentar caráter básico. Isso signiica
que devem apresentar a capacidade de reagir com água
gerando íons OH–.
Observe as reações a seguir.
O sal NaHCO3 sofre dissociação, liberando íons bicarbonato (HCO–3), que, em água, produzem OH–.
HCO–3 + H2O → <H2CO3> + OH–
O ácido carbônico, por ser estável, sofre decomposição:
H2CO3 → H2O + CO2
O sal CaCO3 sofre dissociação, liberando íons carbonato
), que, em água, produzem OH–.
(CO2–
3
05 D
A produção do sabão é possível porque a hidrólise da
potassa leva à formação de um meio fortemente alcalino,
promovendo a saponiicação.
K2CO3 → 2 K + CO
+
Na equação da reação do íon carbonato com a água, há a
produção de íons OH–, contribuindo para uma diminuição
da acidez da solução.
2–
3
CO32– + H2O → HCO–3 + OH–
10 B
a)
K2CO3 + 2 H2O  2 K+ + 2 OH– + H2O + CO2
C–
K+2
SO2–
4
HC
KOH
H2SO4
Forte
Forte
Forte
K2CO3 + H2O  2 K+ + 2 OH– + CO2
Neutra
meio fortemente
alcalino
b)
06 E
I. (F) O carbonato de cálcio diminui a acidez da água
da chuva em função da reação dos íons carbonato
com íons hidrônio da água.
II. (V) O sistema bicarbonato (HCO3–) ácido carbônico (H2CO3)
constitui um tampão.
III. (V) A equação mostra o efeito de redução da acidez da
água pela reação dos íons carbonato com hidrônio.
A3+
C3
NH4OH
HBr
A(OH)3
HC
Forte
Fraca
K+
Br–
Ca2+
CO2–
3
HBr
Ca(OH)2
H2CO3
Forte
Forte
Neutra
NH+4
2 NH+4 + SO2–
+ 2 H2O  2 H+ + SO2–
+ 2 NH3 + 2 H2O
4
4
2 NH+4  2 H+ + 2 NH3
C–
Ca2+
NH4OH
HC
Ca(OH)2
HC
Fraca
Forte
Forte
Forte
Pré-Universitário
C–2
Neutra
Na+
CN–
Na+2
CO2–
3
NaOH
HCN
NaOH
H2CO3
Fraca
Forte
Forte
Básica
meio
ácido
Fraca
Básica
Ácida
e)
Forte
Ácida
KOH
Forte
O mais baixo valor de pH implica em uma solução mais
ácida, ou seja, um sal derivado de um ácido forte e de uma
base fraca.
(NH4)2SO4 → 2 NH+4 + SO2–
4
Br–
Ácida
c)
Forte
Neutra
NH+4
Fraca
d)
07 E
8
Na+
NaOH
Fraca
Básica