RESUMO DE EQUILÍBRIOS QUÍMICOS IÔNICOS 1. CONCEITOS BÁSICOS

Equilíbrios Iônicos:

São equilíbrios químicos onde participam íons. Consideramos aqui que eles ocorrem em soluções aquosas.(Podem ocorrer em outros solventes polares)

Os equilíbrios iônicos em fase homogênea são do tipo Ácido-Base.

Os que ocorrem em fase heterogênea são do tipo “Solubilidade de compostos iônicos pouco solúveis”.

Obs.Os equilíbrios iônicos conhecidos como “Hidrólise Salina” são do tipo ácido-base.

2. PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA:

A água pura sofre uma fraca ionização dada por

H O2

12 H + (sentido 1:

ionização; no sentido 2: neutralização).

Para cada 1 cátion H , há 1 ânion , de modo que [

H ]=[ ].

O produto das concentrações dos íons é dado por .

A 25 o C , e, na água pura, [ H ]=[

]=1 10 7 . Para t>25 o C , K w >1 10 14 e [ H ]=[

]>1 10 7 , ocorrendo o contrário para t<25 o C .Isso mostra que a ionização (sentido 1) é Endotérmica.

Exercício 01.

Numa temperatura t>25 o C , K w =1 , quais as

concentrações [H ] e [ ] na água pura nessa temperatura?Resp.

Exercício 02.

Na água pura, [ H ]=1 10 7 mol/ se, e somente se, t=__________

Exercício 03.

Achou-se para a água pura [ H ]=1 . Isso significa que ela se encontra numa temperatura t,

(a) igual a 25 o C (b) maior que 25 o C (c) menor que

25 o C

3. :

É uma grandeza logarítmica (Sorensen) que indica a acidez de um meio aquoso, definida por

. Quanto menor o pH,maior a acidez do meio.

Na água pura, a 25 o C , pH =7; =7.Esse pH é o valor da neutralidade.Menor que 7 o meio é ácido.Maior que 7 o meio é básico.

Numa temperatura qualquer da água pura, pH= ½ pKa, onde pKa = -log Kw.

Como Kw aumenta com a temperatura significa que pKw

diminui.Assim,na água pura,quanto maior a temperatura,menor o pH.

Exercício 04.

Numa temperatura onde K w =1 , qual o pH

da água pura? Qual o ? Quanto vale a soma pH +

? E ?Resp.

Exercício 05.

A água pura tem pH =7 quando se encontra em qual temperatura?Resp.

Exercício 06.

Achou-se para a água pura um pH =6,8. Isso significa que que ela se encontra numa temperatura

(a) t=25 o C (b) t>25 o C (c) t<25 o C

Exercício 07.

Quando há temperatura da água é aumentada, a ionização das moléculas aumenta ou diminui?Resp.

Exercício 08.

A ionização da água é processo endotérmico ou exotérmico?Resp.

4. SOLUÇÕES AQUOSAS A 25 .

VOCÊ DEVE SEMPRE LEMBRAR QUE:

K w =1 10 14 .

solução ácida quando [H ]>[ ], ou pH <7.

solução básica quando [H ]<[ ], ou pH >7.

solução neutra quando [H ]=[ ], ou pH =7.

Lembre que ao dissolver um soluto na água a concentração dos íons H+ poderá ser alterada. Se não alterar, ela permanece com o mesmo valor que tinha na água pura.

Lembre ainda que no caso da concentração dos íons H+

aumentar vai diminuir a concentração dos ânions OH- pois as duas concentrações estão ligadas matematicamente através de Kw.Lembre ainda que,a 25oC, pH+ pOH = 14.

Exercício 09.

A 25 o C , uma solução aquosa apresenta [ ]=

10 5 . Pede-se:

(a) [ H ](b) pH(c) a solução é ácida, básica ou neutra?Resp.

Exercício 10.

Numa temperatura t (t>25 o C ), uma solução aquosa com pH =7 é ácida, básica ou neutra?Resp.

Exercício 11.

Qual o pH de uma solução aquosa no qual [ H ]=2

10 5 ? (dado )Resp.

5. ÁCIDOS E BASES

Segundo Bronsted-Lowry, Ácido é doador de H e Base

é aceptor de H . Um par conjugado ácido-base é definido pela relação

par conjugado

ÁCIDO H+ + BASE1

2

Tenha muita atenção para o seguinte:

Estamos tratando de soluções aquosas. A água,além de solvente,é capaz de aceitar H+ de algumas espécies que chamamos Ácidos.Ela é também capaz de doar H+ a outras espécies que chamamos Bases.

Portanto,a água tem comportamento anfótero.

Quanto mais forte for um ácido HA na água mais fraca é a sua base conjugada A-, e vice-versa.

Quando um ácido HA doa o H+ à água ela se transforma em H3O+ e o ácido HA se transforma em A-.

A reação atinge um equilíbrio químico que está tanto mais deslocado para a direita quanto mais forte for o ácido.

Um ácido é muito forte quando doa totalmente o H+ à água e não há o equilíbrio citado (em lugar da dupla seta pode-se escrever apenas HA + H2O H3O+ + A-). Nesse caso a base conjugada do ácido é fraquíssima.

Uma base é muito forte quando aceita integralmente o H+

fornecido pela água.

Aqui também não há o equilíbrio químico( a reação pode ser escrita como Base + H2O ácido + OH-). Nesse caso, o ácido conjugado da base é fraquíssimo.

Se a base não é muito forte há o equilíbrio químico e usamos a dupla seta na equação anterior.

Ácidos muito fortes: HC O 4 , HC O 3 , HNO 3 , HC ,

HBr , HI e H2SO4.

Bases muito fortes: hidróxidos alcalinos e hidróxidos alcalinos-terrosos (há também os compostos conhecidos como alcóxidos alcalinos e os amidetos alcalinos)

Exercício 12.

É uma base fraquíssima o ânion

(a) CO 32 (b) S2

(c) NO2 (d) NO3

Exercício 13.

É um ácido fraquíssimo o cátion

(a) NH4 (b) A3 (c)

Na

Exercício 14.

Se o ácido perclórico (HC O 4 ) é um ácido muito forte na água, então a sua base conjugada, ________, é _________.

6. A CONSTANTE DE ACIDEZ DO PAR CONJUGADO, .

Para o par conjugado ácido-base H + ,

define-se K a por

Quanto maior K a : mais ionizado está o ácido , mais

forte é o ácido e mais fraca é a base .

Se o ácido é muito forte: praticamente não há equilíbrio (K a é muito elevado).A reação do ácido com a água é completa.

A propósito, não é possível saber quem é o mais forte entre os 7 ácidos citados anteriormente quando eles estão dissolvidos na água.

Se a base é muito forte: não há equilíbrio ( K a é muito

pequeno). Não se define K b .

Isso é muito importante:

Para um dado par conjugado: .

(porque +H O2+

)

7. CONSTANTES (25 );

nome do ácido fórmula base conjugada

1. ácido sulfuroso1,7

2. íon hidrogenossulfato1,2

3. ácido fosfórico7,5

4. ácido fluorídrico7,0

5. ácido nitroso4,5

6. ácido acético1,8

7. ácido carbônico4,2

8. ácido sulfídrico1,0

9. íon di-hidrogenofosfato6,2

10. íon hidrogenossulfito5,6

11. ácido hipocloroso3,2

12. ácido bórico5,8

13. íon amônio5,6

14. ácido cianídrico4,0

15. íon hidrogenocarbonato4,8

Os ácidos foram ordenados (de 1 a 15) com valores decrescentes de K a . Alguns ácidos são espécies iônicas (2, 9, 10, 13, 15). As bases conjugadas são geralmente ânions. Faz exceção na tabela o NH3 (amônia). Algumas espécies são ácidos em um par e bases em outro par conjugado (HSO3

é base do H SO2 3 num par,

e ácido conjugado do SO32 em outro par): Espécies como

o ânion hidrogenossulfito são chamadas Anfóteras.

Exercício 15.

Dos ácidos listados na tabela anterior qual o mais forte?Resp. __________

Exercício 16.

Entre F e HS qual a base mais forte?Resp. __________

Exercício 17.

é base conjugada do __________ e ácido

conjugado do __________. Logo, é uma espécie __________.

Exercício 18.

Dados os ácidos H PO3 4 , HNO 2 , H S2 e HC O qual é o mais fraco? E o mais forte?Resp.

Exercício 19.

Comparando as bases conjugadas dos ácidos mencionados no Exercício 18, qual a mais forte? E a mais fraca?Resp.

Exercício 20.

Qual a constante K b para o NH3 ?Resp.

7. CÁLCULOS DE PARA UM ÁCIDO:

, onde é o grau de ionização do ácido.

Na maioria dos casos e . Com K a e

acha-se ; .

A equação é chamada lei da diluição de

Ostwald: o grau de ionização aumenta quando se dilui a solução (quando diminui).

Exercício 21.

Qual o grau de ionização do HCN em solução

aquosa 10 2 M? (Dado K a =4 10 10 )Resp.

Exercício 22.

Qual o pH da solução de HCN 10 2 M?Resp.

8. CÁLCULOS DE PARA UMA BASE:

, onde é o grau de hidrólise da base (

+H O2 + ).

Pode-se fazer também ; ;

.

Lembrar que .

Exercício 23.

O HCN tem K a =4 10 10 . Considere uma solução

10 2 molar de KCN . Veja que CN é base conjugada

do HCN , e K não tem propriedades ácidas. Pede-se

(a) o valor de K b para o CN

(b) o grau de hidrólise do CN

(c) a concentração [ ]

(d) a concentração [ H ](e) pH da solução

Obs.: A constante K b de um ânion é também chamada constante de hidrólise.

9. CÁLCULOS DE PARA ÁCIDO MUITO FORTE E PARA BASE MUITO FORTE.

e

no de H ionizáveis (geralmente 1); no de grupos

OH

Exercício 24.

Qual o pH de uma solução 0,01 molar de HNO 3 ?Resp.

Exercício 25.

Qual o pH de uma solução 0,01 molar de KOH ?Resp.

10. PODE EXISTIR NEGATIVO?

Se um ácido muito forte está em concentração molar superior à unidade, então [ H ]>1 e pH <0. Diz-se que o meio é super-ácido.

11. QUANDO SE DILUI UMA SOLUÇÃO O VARIA?

Solução ácida: Diminui a concentração dos íons H+ e o pH aumenta (a acidez diminui).

Solução básica: Diminui a concentração dos íons hidroxila,o pOH aumente e o pH diminui (basicidade

diminui). Se o ácido é muito forte: diluição vezes pH aumenta x unidades. Se a base é muito forte: diluição vezes pH diminui x unidades.

Exercício 26.

Uma solução aquosa de HC foi diluída em 100 vezes. O pH da solução aumentou _____ unidades.Exercício 27.

1 mol de solução 0,1 M de NaOH foi diluído em água pura até 1 . O pH da solução passou de ____ unidades para ____ unidades. A alcalinidade da solução aumentou ou diminuiu? __________

Exercício 28.

Quando se dilui uma solução de ácido acético a molaridade aumenta ou diminui? O grau de ionização do ácido aumenta ou diminui? A concentração molar de

H aumenta ou diminui? O pH da solução aumenta ou diminui?Resp.

12. SOLUÇÃO TAMPÃO DE .

Solução cujo pH praticamente não varia quando se adiciona um pouco de ácido forte ou de base forte.

É uma mistura de ácido fraco com sua base conjugada(ou de base fraca com seu ácido conjugado) em concentrações relativamente altas,que sejam próximas ou iguais.

Exemplo: ácido acético(1M) + acetato de sódio(1M);cloreto de amônio(0,5M) + amônia(0,5M)

Obs. Veja em aula como chegar na equação anterior e também como obter a equação correspondente do pH.

Exercício 29.

Uma solução tampão contém ácido fluorídrico misturado com fluoreto de sódio, ambos 10 1 M. Qual o

pH desse tampão? (Consultar tabela de K a )Resp.

Exercício 30.

Qual das misturas abaixo tem propriedades de solução tampão?

(a) HC+NaC(b) HNO 2 + NaNO 2

(c) HNO3 +KNO 3

13. A HIDRÓLISE SALINA.

Lembre que um sal é formado por cátion e ânion.

O cátion pode ter ou não propriedades ácidas (veja na tabela). O ânion pode ter ou não propriedades básicas (ver tabela).

Lembre também que os cátions alcalinos e alcalinos terrosos não têm propriedades ácidas. Os ânions de ácidos muito fortes ( NO3

, C , Br etc.) não têm propriedades básicas.

Nessa combinação de cátios e ânions espectadores e/ou protagonistas, podemos ter quatro situações distintas:

Exemplos: NaCN (cátion não é ácido; CN é base)

NH C4 (cátion é ácido; ânion não é base)

(cátion é ácido; ânion é básico)

NaC (cátion não é ácido; ânion não é base)

Exercício 31.

A solução aquosa de NaCN é ácida, básica ou neutra?Resp.

Exercício 32.

A solução aquosa de NH C4 , a 25 o C , tem pH maior, menor ou igual a 7?Resp.

13.1. O ânion sofre hidrólise

( CN +H O2 HCN + OH ):

A constante de hidrólise é .

, onde : concentração do sal; : grau

de hidrólise.

.

13.2. O cátion sofre hidrólise

(NH4 + H O2 NH3 +H O3

):

a constante de hidrólise é .

, onde : concentração do sal; : grau

de hidrólise.

.

13.3. Tanto o cátion como o ânion sofrem hidrólise:

a constante de hidrólise é .

se K a > K b a solução será ácida. Se K a < K b , será básica.

Exercício 33.

Achar, para a solução 10 2 M de NaCN :

(a) o ácido conjugado do CN

(b) a constante do ácido HCN(c) a constante de hidrólise(d) o grau de hidrólise do CN

(e) a concentração molar do OH

(f) a concentração molar do H

(g) o pH da solução

Exercício 34.

A solução aquosa de é ácida, básica ou

neutra? (K a do NH4 =5,6 10 10 e K b do F =1,4

10 11 )Resp. ____________________

Exercício 35.

Dos sais abaixo não sofre hidrólise apenas o

(a) NH C4

(b) Na CO2 3

(c) NaHCO 3

(d) KC

Exercício 36.

Qual o pH de uma solução 0,1 M de NH C4 ?Resp.

14. EQUILÍBRIOS IÔNICOS HETEROGÊNEOS.

Seja o composto pouco solúvel para o qual

( )s x ( )aq + y ( )aq

Se é a solubilidade de , então

Se é o mesmo para duas substâncias, a menos

solúvel é a de menor .

15. DE ALGUNS SAIS E HIDRÓXIDOS.

Substância Substância

AgC 2,8 10 10 A OH3 5

Hg C2 2 1,0 Fe OH3 5

PbC2 1,7 10 5 Mg OH( )2 1 10 11

2 10 12 Zn OH( )2 5

2 10 10 CuS 1

2 10 14 FeS 1

2 10 6 1

CaF2 2 10 10 1

4 10 8 ZnS 1

Exercício 37.

Escrever a equação de para cada substância abaixo

(a) AgC

(b) PbC2

(c) A OH3

(d) Mg OH( )2

(e) CuS(f) ZnS

Exercício 38.

Qual a relação entre e (solubilidade, mol/ ) para cada substância mencionada no exercício anterior?Resp.

16. Se o produto das concentrações iônicas ( ) é menor

que , a solução está insaturada. Quando se torna

igual a a solução fica saturada. Se > ocorre precipitação e a solução fica saturada.

Exercício 39.

Uma solução contém [ Ag ]= 10 2 . Adiciona-se à

mesma íons cloreto, C .

A solução ficará saturada quando [ C ] for igual a _______ mol/ .

Se [ C ] for superior ao valor acima calculado haverá

__________ do AgC . Enquanto [ C ] for inferior a __________ mol/ , a solução está __________. (ver tabela).

Exercício 40.

Qual a concentração molar mínima de que deve

alcançar uma solução para que o Mg2 em concentração

10 3 molar comece a precipitar como Mg OH( )2 ?Resp.

17. O EFEITO DO ÍON COMUM.

Se um composto é pouco solúvel na água pura,

será ainda menos solúvel numa solução que contém

ou . Efeito do íon comum; caso particular do princípio de Le Chatelier.

Exercício 41.

Comparar as solubilidades do CaF2 na água pura e

numa solução que contém Ca2 na concentração de

10 2 mol/ .Resp.

18. A PRECIPITAÇÃO SELETIVA.

Entre duas espécies que podem precipitar pela adição de um reagente, precipitará inicialmente aquela cujo for primeiramente atingido.

Exercício 42.

Uma solução contém Ba2 e Ca2 , ambos na

concentração 10 2 M. Adiciona-se F à solução. Quem

precipitará inicialmente, ou CaF2 ? (veja a tabela)

Resp.

EXERCÍCIOS PROPOSTOS

01. (Pouso Alegre) Sabendo-se que as constantes de ionização dos ácidos , e são, respectivamente, 1,0 10 6 , 1,0 10 8 e 1,0 10 10 , a ordem de força desses ácidos é:

(a) > > . (b) > > .(c) > > . (d) > > .(e) > > .

02. (PUCCAMP) Dadas as reações:

HCN H + CN (K a=7 10 10 )

HNO2 H +NO2 (K a =4 10 4 )

(a) o ácido mais forte é o HCN .(b) o ácido mais forte é o CN .

(c) o ácido mais forte é o NO2 .

(d) o ácido mais forte é o HNO 2 .(e) n.d.a.

03. (ITA) Em relação aos equilíbrios:

( )aq H( )aq + ( )aq (K 1

)

( )aq H( )aq + ( )aq (K 2

)

podemos dizer que:

(a) K 1 >K 2 (b) K 1 <K 2 (c) K 1 =K 2

(d) K 1 >0 e K 2 <0 (e) K 1 <0 e K 2 >0

04. (Fatec) O grau de dissociação iônica do hidróxido de amônio, em solução normal, é 0,40% a 20 o C . A constante de dissociação iônica do hidróxido será nesta temperatura:

(a) 1,6 10 1 (b) 4,0 10 1 (c) 4,0 10 3

(d) 1,6 10 3 (e) 1,6 10 5

05. (PUC) Um monoácido fraco tem constante de ionização igual a 1 10 9 mol/litro, à temperatura ambiente. Este ácido, em uma solução aquosa decimolar, terá grau de ionização aproximadamente igual a:

(a) 1% (b) 0,1% (c) 0,01%(d) 0,001% (e) 0,0001%

06. (Osec) Sabendo que o grau de ionização ( ) de uma solução 0,1 molar de ácido acético, a 25 o C , é 1,35

10 2 , podemos concluir que a constante de ionização do ácido acético, à mesma temperatura, é:

(a) 1,35 10 5 (b) 1,35 10 8 (c) 1,35 10 2

(d) 1,82 10 5 (e) 1,82 10 4

07. (F. C. Chagas) Considerando os valores da constante de ionização da água em função da temperatura:

Temperatura K w

298 K 1,0 10 14

323 K 5,3 10 14

Podemos afirmar que a água pura:

(a) [ H ]=[ OH ] em qualquer temperatura.

(b) [ ]>1,0 10 7 a 298 K.

(c) [H ]<1,0 10 7 a 298 K.

(d) [ ]<1,0 10 7 a 323 K.

(e) [ H ]>1,0 10 7 a 323 K.

08. (F. C. Chagas) Numa certa massa m de água líquida, a 25 o C , temos:

2H O2 H O3 + - calor

[H O3 ] [ ]=K =1,0 10 14

este valor de K se altera quando:

(a) adicionando um ácido à água, à temperatura constante.(b) adiciona-se uma base à água, à temperatura constante.(c) adiciona-se hidrogeno-sal à água, à temperatura constante.(d) altera-se a temperatura da água.(e) altera-se a massa m de água.

09. (Fuvest) Em água líquida, o produto iônico da água (K w ) vale:

K w =1,0 10 14 temperatura da água a 25 o CK w =5,3 10 14 temperatura da água a 50 o C

Assim sendo, um litro de água a 50 o C é, em relação a

um litro de água a 25 o C :

(a) menos condutor de corrente elétrica.(b) menos ionizado.(c) mais rico em moléculas não-dissociadas.(d) mais rico em cátions e ânions.(e) mais rico em íons positivos do que negativos.

10. (PUCCAMP) Em determinada temperatura, o produto iônico vale 1,0 . Nesta condição, uma solução com pH =7 é:

(a) básica.

(b) neutra.(c) ácida ou básica.(d) ácida.(e) n.d.a.

11. (Fuvest) A 25 o C , o pH de uma solução aquosa de um certo eletrólito é igual a 14. Qual a concentração de

OH desta solução?

(a) 1 mol/ (b) 7 mols/ (c) 14 mols/ (d) 10 7 mol/ (e) 10 14 mol/

12. (Viçosa) Dadas as soluções de concentração igual a 0,1 mol/litro dos seguintes compostos:

HNO 3 (ácido forte)

CH COOH3 (ácido fraco)

NaOH (base forte)NH3 (base fraca)

Analise as afirmativas:

I. O pH da solução de HNO 3 é maior que o pH da

solução de CH COOH3 ..

II. O pH da solução de NH3 é maior que o pH de

NaOH .

III. O da solução de NH3 é menor que o pH da

solução de NaOH .

IV. O pH da solução de CH COOH3 é menor que o

pH da solução de NH3 .

V. O pH da solução de HNO 3 é aproximadamente

igual ao pH da solução de NaOH .

São corretas:

(a) I e II. (b) I e III. (c) II e III.(d) III e IV. (e) IV e V.

13. (PUCCAMP) Uma solução milimolar de ácido clorídrico totalmente ionizado possui pH igual a:

(a) 1 (b) 3 (c) 0,001(d) 2 (e) n.d.a.

14. (Santa Cecília) Para que uma solução de ácido acético apresente um pH =2, a concentração molar de íons H na solução será:

(a) 0,01 (b) 0,1 (c) 1(d) 55,5 (e) n.d.a.

15. (Fesp) Uma solução tem 1 10 8 íons-grama por litro

de OH , a 20 o C . O pH dessa solução será:

(a) 8 (b) 7 (c) 9(d) 5 (e) 6

16. (Osec) Uma solução, cuja concentração de íons H é

4 10 8 íons g/litro, apresenta pH igual a:

(Dado: )

(a) 4,0 (b) 8,0 (c) 8,6(d) 7,4 (e) 4,617. (Osec) Uma solução 0,02 normal de NH OH4 , cujo

grau de dissociação ( ) é 1,00%, apresenta pH igual a:(Dado: )

(a) 3,3 (b) 3,7 (c) 7,0(d) 9,7 (e) 10,3

18. (Santa Cecília) Dados obtidos a dissolução de monobase em água:

Concentração Grau dedissociação

Equação deEquilíbrio

04 mol/litro 002%+

OH

Portanto, é possível concluir que ( )

(a) 7< pH <8. (b) 8< pH <9. (c) 9< pH <10.(d) 10< pH <11. (e) 11< pH <12.

19. (Mack) Se multiplicarmos por 100 a concentração de íons hidrogênio de uma solução cujo pH é 6, o novo pH da solução será:

(a) 3 (b) 2 (c) 6,5(d) 4 (e) 5,5

20. (PUCCAMP) 10 mol de uma solução 0,1 molar de NaOH forma diluídos a 100 m . A solução diluída terá pH igual a:

(a) 8 (b) 12 (c) 13(d) 10 (e) n.d.a.

21. (F. C. Chagas) A 100 m de H SO2 4 , 0,5 M,

adicionou-se, aos poucos, solução 0,5 M de NaOH . O pH da mistura atingiu o valor 7 quando o volume da solução adicionada for de:

(a) 100 m (b) 200 m (c) 300 m(d) 400 m (e) 500 m

22. (F. C. Chagas) Para aumentar o grau de ionização de um ácido fraco, quando em solução aquosa, devemos:

(a) concentrar a solução.(b) adicionar água.(c) adicionar íons H

( )aq .(d) adicionar um ácido forte(e) adicionar a sua base conjugada.

23. (PUC) Juntando-se acetato de sódio a uma solução aquosa de ácido acético:

(a) o pH da solução irá aumentar.

(b) o pH da solução irá diminuir.(c) o pH da solução permanecerá constante.(d) não poderemos mais determinar o pH , devido à reação entre sal e o ácido.(e) só poderemos falar em pH nas soluções que contém apenas ácidos ou bases.

24. (Osec) Ao adicionar um sal que possui o íon acetato (CH COO3

) a uma solução de ácido acético (

CH COOH3 ), ocorre:

(a) enfraquecimento com ácido com diminuição do grau de ionização.(b) diminuição do pH da solução.

(c) aumento da concentração de H O3 .

(d) diminuição da concentração de ácido acético não ionizado.(e) n.d.a.25. (F. C. Chagas) Na reação em equilíbrio

HCO3 + H O2 H O3

+ CO32

a adição de qual dos íons abaixo seria eficiente para aumentar a concentração de CO3

2 ?

(a) Na (b) H O3 (c) C

(d) Br (e) OH

26. (PUCCAMP) Considerando o equilíbrio:

Cr O2 72

( )aq

+OH

( )aq

H

( )aq

+2 CrO 4

2

( )aq

(alaranjado) (amarelo)

quando elevamos o pH da solução:

(a) não há mudança de coloração.(b) aumenta [H

( )aq ].(c) intensifica-se a cor laranja.(d) intensifica-se a cor amarela.(e) n.d.a.

27. (PUC) Podemos afirmar que uma solução tampão:

(a) não sofre variações apreciáveis de pH quando adicionamos certas quantidades de ácido ou base fortes.(b) é formada por um ácido forte e um sal qualquer.(c) é formado por um ácido forte e uma base forte.(d) é formada por um ácido fraco.(e) é formado apenas por sais de um ácido fraco.

28. (Mack) Assinale o sistema que funciona como solução tampão:

(a) hidróxido de sódio e ácido clorídrico.(b) cloreto de sódio e ácido clorídrico.(c) acetato de sódio e ácido acético.(d) bicarbonato de sódio e carbonato de sódio(e) cianeto de sódio e carbonato de sódio.

29. (ITA) Em uma solução aquosa de cloreto de amônio:

(a) há mais íons H( )aq do que íons OH

( )aq .

(b) há mais íons OH( )aq do que íons H

( )aq .

(c) há o mesmo no de íons H( )aq e íons OH

( )aq .

(d) não há íons H( )aq nem íons OH

( )aq .

(e) há igual número de íons NH4

( )aq e íons C( )aq .

30. (F. C. Chagas) Qual das seguintes soluções aquosas apresenta propriedades ácidas?

(a) KC (b) Na CO2 3 (c) KNO3

(d) (e) ( )NH SO4 2 4

31. (PUCCAMP) Produz solução aquosa de caráter básico:

(a) NH NO4 3 (b) NH C4 (c) NaHCO3

(d) HC (e) n.d.a.

32. (F. C. Chagas) O exame dos seguintes dados:

I. + HCN +

sal água ácido base

II. Constantes de ionização

ácido............. K 1 =5 10 10

base.............. K 2 =5 10 4

Permite-se concluir que, na dissolução em água do sal , se obtém uma solução:

(a) básica, porque K 1 >K 2 .

(b) ácida, porque K 1 >K 2 .

(c) ácida, porque K 1 <K 2 .

(d) básica, porque K 1 <K 2

(e) neutra, porque [ácido]=[base].

33. (F. C. Chagas) Em um laboratório havia duas soluções aquosas de cloreto de potássio, designadas por A e B, uma delas impurificada com acetato de sódio. Dispunha-se apenas de papel indicador e observou-se que a solução A apresentava pH igual a 7 e a solução B, pH maior que 7. Daí pode-se concluir que:

(a) A é a solução não purificada, pois permanece neutra.(b) A é a solução impurificada, pois tornou-se básica.(c) A é a solução não impurificada, pois permanece neutra.(d) B é a solução impurificada, pois tornou-se ácida.(e) não é possível distinguir as duas soluções apenas com o uso de papel indicador.

34. (ITA) Adicionando-se 20 m de solução 0,4 M de a 30 m de solução 0,3 m de HC :

(a) a solução final terá pH <7.(b) a solução final terá pH >7.(c) a solução final terá pH =7.

(d) a solução final por hidrólise ficará ácida.(e) a solução final por hidrólise ficará básica.

35. (FEI) A constante de ionização do NH OH4 é igual a

1,8 10 5 , a 25 o C . Portanto, a constante de hidrólise do

NH C4 será igual a:

(a) 8,5 10 16 (b) 7,5 10 14 (c) 6,5 10 12

(d) 5,5 10 10 (e) 1,5 10 8

36. O grau de hidrólise do NaCN em solução 0,2 N é 0,85% a 25 o C . A constante de ionização de HCN , a 25o C , será:

(a) 8,5 10 2

(b) 5,8 10 2

(c) 1,7 10 3

(d) 7,0 10 10

(e) 1,8 10 10

37. (F. C. Chagas) Ao se efetuar o equilíbrio

CaSO 4 ( )s Ca2( )aq + SO4

2( )aq

encontrou-se, a 25 o C , =4 10 5 . É possível alterar

o valor numérico de :

I. trabalhando a temperatura diferente de 25 o C .

II. introduzindo mais CaSO 4 ( )s no sistema a 25 o C .

III. introduzindo mais íons Ca2( )aq ou SO4

2( )aq no

sistema a 25 o C .

(a) somente a afirmativa I é correta.(b) somente a afirmativa II é correta.(c) somente a afirmativa III é correta.(d) somente as afirmativas I e II são corretas.(e) somente as afirmativas II e III são corretas.

As questões 38 a 40 referem-se à tabela abaixo, que fornece os valores dos produtos de solubilidade de alguns sulfatos:

I. BaSO 4 ........................ 8,7 10 11

II. CaSO 4 ........................ 2,4 10 5

III. PbSO4 ........................ 1,6 10 8

IV. ........................ 3,2 10 4

II. ........................ 4,2

38. (PUC) O sulfato mais solúvel é:

(a) I. (b) II. (c) III.(d) IV. (e) V.

39. (PUC) O sulfato menos solúvel é:

(a) I. (b) II. (c) III.(d) IV. (e) V.

40. (PUC) A solubilidade do sulfato de chumbo, em mol/litro, é:

(a) 4,0 10 4 (b) 8,0 10 4 (c) 6,4 10 5

(d) 3,2 10 5 (e) 8,0 10 6

41. (Fuvest) A determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata em água é 2,0 10 2 mol/litro. O produto

de solubilidade ( ) deste sal, à mesma temperatura, é:

(a) 4,0 10 4 (b) 8,0 10 4 (c) 6,4 10 5

(d) 3,2 10 5 (e) 8,0 10 6

42. (Catanduva) O produto de solubilidade do Fe OH3 é

1,2 . Para iniciar a precipitação deste hidróxido a

partir de uma solução 0,15 molar de , quando

tratada por uma base forte, a concentração de íons OH necessária será:

(a) 8 10 12 íons-g/ . (b) 2 10 12 íons-g/ .

(c) 2,82 íons-g/ . (d) 2,82 10 4 íons-g/ .(e) n.d.a.

GABARITO - EXERCÍCIOS PROPOSTOS

01 A 02 D 03 A 04 E 05 C06 D 07 A 08 D 09 D 10 D11 A 12 D 13 B 14 A 15 E16 D 17 E 18 C 19 D 20 B21 B 22 B 23 A 24 A 25 E26 D 27 A 28 C 29 A 30 E31 C 32 A 33 A 34 A 35 D36 D 37 A 38 B 39 E 40 D41 D 42 B

QUESTÕES DA UFS

01. Diz-se que a solução aquosa de cloreto de amônio tem propriedade ácida porque

(a) tem pH superior a 7.(b) possui íons C .(c) possui íons positivos.(d) apresenta excesso de H em relação a .

02. Quando a concentração molar de H de uma solução varia por um fator igual a 10, o pH varia de

(a) 0,5 unidade.

(b) 1,0 unidade.(c) 5,0 unidades.(d) 10 unidades.

03. Dentre as propriedades abaixo, referentes à solução saturada de um sal, qual a que permite o cálculo mais direto do “produto de solubilidade” desse sal?

(a) densidade da solução.(b) molaridade da solução.(c) massa da solução.(d) pressão osmótica da solução.

Instrução: Esta questão apresenta três afirmativas que podem estar corretas ou incorretas. Responda-a, obedecendo ao seguinte código:

(a) somente a afirmativa I é correta.(b) somente a afirmativa II é correta.(c) somente a afirmativa III é correta.(d) somente as afirmativas I e II são corretas.(e) somente as afirmativas I e III são corretas.

04. A equação:

C + CO 22 CO

exemplifica:

I. equilíbrio heterogêneo.II. diferentes formas alotrópicas do carbono.III. reações de oxi-redução.

05. A 25 o C , 1 litro de solução aquosa de HC , que

contém 1,0 10 2 mol dessa substância, tem pH =2. Que quantidade de NaOH (sólido) deve ser adicionada a esse volume de solução para que, a 25 o C , a solução resultante tenha pH =7?

(a) 1,0 mol (b) 1,0 10 1 mol

(c) 1,0 10 2 mol (d) 1,0 10 3 mol

(e) 1,0 10 4 mol

Instruções: A questão a seguir, apresenta três afirmativas que podem estar corretas ou incorretas. Responda-a, obedecendo ao seguinte código:

(a) somente a afirmativa I é correta.(b) somente a afirmativa II é correta.(c) somente a afirmativa III é correta.(d) as afirmativas I e II são corretas.(e) as afirmativas I, II e III são corretas.

06. 0,1 mol de ácido acético e 0,1 mol de acetato de sódio forma dissolvidos em 1 litro de água. A solução resultante tem

I. propriedades de “solução tampão”.II. excesso de íons acetato em relação aos íons hidroxônio.III. excesso de íons hidroxônio em relação aos íons hidroxila.

07. Dissolvendo acetato de sódio sólido em ácido clorídrico, formam-se moléculas não ionizadas de

(a) ácido cloroacético.(b) ácido hipocloroso.(c) ácido acético.(d) cloreto de hidrogênio.(e) cloreto de sódio.

08. Em sucos de limão, a concentração dos cátions H apresenta valores contidos no intervalo (0,01 — 0,001) mol/litro. O pH desses sucos está, portanto, contido no intervalo

(a) 1 — 2 (b) 2 — 3 (c) 3 — 4(d) 4 — 7 (e) 7 — 10

09. A 0 o C , o “produto iônico” da água é 1,0 .

Nessa temperatura H O2 ( ) está em equilíbrio com

H O2 ( )s . Isso significa que, a 0 o C

(a)

(b)

(c) (d) água líquida é mais ionizada que água sólida.(e) água sólida é mais ionizada que água líquida.

10. Em uma solução aquosa, a 25 o C , de pH =9 têm-se

[H ] [ OH

]

[H ] [

OH ](a) 9 5 45(b) zero 9 zero(c) zero zero

(d) 10 9 10 5 10 14

(e) 10 5 10 9 10 14

11. Dispõe-se dos seguintes dados sobre uma solução saturada de AgBr , obtida pela dissolução deste sal em água:

I. concentração molar de Ag ;II. densidade da solução; eIII. massa molecular de AgBr .

Para se obter a concentração molar de Br nessa solução basta conhecer

(a) o dado I. (b) o dado II.(c) os dados I e II. (d) os dados I e III.(e) os dados II e III.

12. Qual o pH de uma solução aquosa cuja concentração do íon hidroxônio é 10 10 mol/ ?

(a) zero. (b) 0,10. (c) 1,0.(d) 10. (e) 100.

13. Suponha que se acrescente fenolftaleína às soluções aquosas I, II e III, preparadas respectivamente pela

dissolução dos solutos , HNO 3 e NH C4 . Deverá surgir coloração rósea. Indicando assim caráter básico, somente

(a) na solução I. (b) na solução II.(c) na solução III. (d) na soluções I e II.(e) na soluções II e III.

14. A 45 o C o produto iônico da água, K w , é 5,3 10 14 .

Assim, em água pura ou em soluções aquosas a 45 o C o

valor do produto [ H ] [ OH ] é

(a) (b) (c)

(d) (e)

15. A molaridade dos íons H( )aq em uma solução

aquosa de pH =9 é

(a) (b) 9 (c) 0,9

(d) 10 9 (e) -9

16. Adicionando acetato de sódio a uma solução de ácido acético, há diminuição da concentração de íons H dessa solução. Este comportamento é justificado

(a) pelo princípio da conservação de energia.(b) pelo princípio de Le Chatelier.(c) pela lei de Hess.(d) pela lei de Avogadro..(e) pela conservação da massa.

17. Fenolftaleína apresenta-se rósea em várias soluções aquosas. Como por exemplo, pode-se citar solução de

(a) Na CO2 3 (b) NaC (c) NH C4

(d) (e) HC

18. As chuvas em regiões poluídas apresentam valores de pH inferiores aos das chuvas de outras regiões. Isso acontece quando a atmosfera contém poluentes como o

(a) óxido de ferro.(b) amoníaco.(c) metano.(d) etileno.(e) dióxido de enxofre.

19. Em uma amostra de solo verificou-se que a concentração de íon H era da ordem de 10 6 mol/ . Qual o pH desse solo?

(a) 2 (b) 4 (c) 6(d) 8 (e) 10

20. Uma solução aquosa de dióxido de carbono é

(a) básica porque [H ]<[ CO32 ].

(b) básica porque [H ]<[ OH ].

(c) ácida porque [H ]>[ OH ].

(d) neutra porque [H ]=[ OH ].

(e) neutra porque [H ]=[ CO32 ].

21. Considere a afirmação: o pH de uma solução aquosa 0,1 molar de ácido clorídrico é igual a 1.

Dentre as expressões abaixo, qual justifica essa afirmação?

(a) . (b) .

(c) . (d) .

(e) .

22. O volume de solução aquosa de HC 1,0 10 1 M necessário para neutralizar 3,7 g de cal hidratada é

(a) 0,2 litro (b) 0,4 litro (c) 0,6 litro(d) 0,8 litro (e) 1,0 litro

23. Uma solução aquosa tem concentração de íons H

( )aq igual a 0,01 M. O pH dessa solução é

(a) 1 10 2 (b) 1 10 2 (c) -1(d) -2 (e) 2

24. O produto de solubilidade do fosfato de prata, , é dado pela expressão

(a) (b)

(c) (d)

(e)

25. Conhecendo-se o pH de uma solução aquosa, a 25o C , pode-se calcular a concentração do íon

(a) K ( )aq (b) SO4

2( )aq (c) NH4

( )aq

(d) OH( )aq (e) Ag

( )aq

26. Considere uma solução aquosa 0,01 M de NaOH , a

25 o C . A concentração molar dos íons H( )aq nessa

solução é igual a

(a) zero (b) 1 10 14 (c) 1 10 12

(d) 1 10 7 (e) 1 10 2

27. HC , NaOH , CH OH3 , NH3 e C H O6 12 6 . O

composto que forma solução aquosa com pH <7, a 25o C , é

(a) HC (b) NaOH (c) CH OH3

(d) NH3 (e) C H O6 12 6

28. Uma solução aquosa de NaOH , a 25 o C , tem [

OH ]=1,0 10 2 mol/ . O pH dessa solução é

(a) 0,010 (b) 2 (c) 7(d) 12 (e) 14

29. Uma solução aquosa tem [ H( )aq ]=10 2 mol/ ; uma

segunda solução aquosa tem concentração hidrogeniônica 10 vezes maior do que a primeira.

O pH desta solução é igual a

(a) 10 3 (b) 10 2 (c)

10 1

(d) 1 (e) 2

30. O produto de solubilidade do fosfato de prata, , é expresso pela relação

(a) (b)

(c) (d)

(e)

31. Uma solução aquosa tem, a 25 o C , [ OH( )aq ]=1

10 5 mol/ . Essa solução tem caráter

(a) básico, com pH <7.(b) ácido, com pH >7.(c) neutro, com pH =7.(d) ácido, com pH <7.(e) básico, com pH >7.

32. Batatas desenvolvem-se bem em solos ácidos. Portanto, o pH de um solo adequado ao plantio desse vegetal poderia ser

(a) 6 (b) 8 (c) 10(d) 12 (e) 14

33. Os dados que levam ao cálculo de (produto de solubilidade) referem-se a soluções aquosas de substâncias

(a) oxidantes, pouco solúveis.(b) redutoras, muito solúveis.(c) metálicas, pouco solúveis.(d) metálicas, muito solúveis.(e) iônicas, pouco solúveis.

34. A solubilidade do em água a 25 o C é de 1

10 6 mol/ . Assim, a essa temperatura, tanto a

concentração de íons Cu como I presentes em soluções aquosas saturadas de são iguais a

(a) 1 10 2 mol/ . (b) 1 10 3 mol/ .

(c) 1 10 4 mol/ . (d) 1 10 6 mol/ .

(e) 1 10 8 mol/ .

35. Dentre as soluções aquosas 0,1 M de KF , ,

KCN , e KC O 4 , a que tem maior pH éDados:

Constante de ionização, K a , de ácidos a 25 o CHF 6,7 10 4

3,5 10 4

HC O 3,5 10 8

HBrO 2,0 10 9

HCN 4,0 10 10

(a) KF (b) (c) KCN(d) (e) KC O 4

36. Uma solução aquosa, a 25 o C , tem pH =5,0. Nessa

solução, a concentração molar dos íons OH é igual a

(a) 1,0 10 9 (b) 1,0 10 7 (c) 1,0 10 5

(d) 1,0 10 4 (e) 1,0 10 3

Instruções: As questões de números 37 e 38 relacionam-se com os produtos de solubilidade, , a 25 o C , dos seguintes sulfatos

Sais Produto desolubilidade

CaSO4 2,4 10 5

7,6 10 7

PbSO4 1,3 10 8

BaSO 4 1,5 10 9

4,0 10 11

37. Dentre as soluções saturadas dos sulfatos relacionados na tabela, a que apresenta MENOR concentração molar de íons SO4

2( )aq é

(a) (b) (c) PbSO4

(d) BaSO 4 (e) CaSO 4

38. Numa solução aquosa a concentração de íons Ca2

( )aq é igual a 1,0 10 2 M, a 25 o C , qual a concentração

molar mínima de SO42

( )aq necessária para provocar a

precipitação do CaSO 4 ?

(a) 2,4 10 5 (b) 2,4 10 4 (c) 2,4 10 3

(d) 2,4 10 2 (e) 2,4 10 1

39. A 25 o C , o indicador azul de bromotimol apresenta cor azul em soluções cujo pH é superior a 7,6 e cor amarela em soluções cujo pH é inferior a 6,0. Sendo assim, esse

indicador apresentará cor verde (mistura das duas cores) se for adicionado a uma solução aquosa, a 25 o C , de

(a) suco de limão.(b) vinagre.(c) soda cáustica.(d) sal de cozinha.(e) detergente com amoníaco.40. Uma solução 1 10 1 mol/ , de certo ácido forte e monoprótico foi diluída até atingir a concentração de 1

10 5 mol/ . De quantas unidades vario o pH dessa solução?

(a) 5 (b) 4 (c) 3(d) 2 (e) 1

Instruções: Para responder a questão de número 41 considere a seguinte solução aquosa de CH COOH3 e

HC :

Concentração do CH COOH3 =0,10 mol/ Concentração do HC=0,10 mol/ Constante de ionização do CH COOH3 =1,8

10 5

Produto iônico da água = 1,0 10 14

41. Qual o pH , aproximado, dessa solução?

(a) 1 (b) 2 (c) 3(d) 4 (e) 5

42. Pode-se diminuir a alcalinidade de um produto adicionando-se ao mesmo

(a) vitamina C.(b) amônia.(c) bicarbonato de sódio.(d) sal de cozinha.(e) leite de magnésia.

43. Considere a seguinte expressão para uma constante de equilíbrio

Se é uma substância que tem um átomo de hidrogênio por molécula, essa constante pode estar representando equilíbrio de dissociação de

(a) ácido sulfúrico.(b) ácido bromídrico.(c) amônia.(d) hidróxido de sódio.(e) hidróxido de magnésio.

Instruções: A questão de número 44 refere-se às seguintes equações químicas:

I. NH3 ( )aq +H( )aq NH4

( )aq

II. 2 Ag( )aq +Mg ( )s 2 Ag ( )s + Mg2

( )aq

III. H2 ( )g +12

O2 ( )g H O2 ( )

IV. HCO3

( )aq +H( )aq H O2 ( ) + CO2 ( )g

44. Funcionam como base de Brönsted as espécies

(a) H e HCO3 (b) NH3 e HCO 3

(c) Mg e O2 (d) Ag e HCO 3

(e) H2 e NH3

45. 0,50 mol de um monoácido foi dissolvido em água. sabendo-se que na solução obtida o grau de ionização do ácido é 0,90, quantos mols de permaneceram inalterados?

(a) 1 10 1 (b) 5 10 1 (c) 1 10 2

(d) 5 10 2 (e) 5 10 3

46. Qual dos ácidos da tabela abaixo, forma solução aquosa 0,1 M, contendo a menor concentração de íons

H ?

ácidos ionização constantede ionização

(a) ácidofluorídrico HF H +F 6,5 10 4

(b) ácidonitroso

HNO 2 H +NO2 4,5 10 4

(c) ácidofórmico

H +1,8 10 4

(d) ácidohipocloroso H + C O 3,1 10 8

(e) ácidocianídrico HCN H + CN 4,9 10 10

47. O equilíbrio químico:

2 CrO 42

( )aq +2H( )aq Cr O2 7

2( ) +H O2 ( )

pode ser deslocado para a direita quando se adiciona solução de

(a) dicromato de potássio.(b) hidróxido de amônio.(c) cloreto de potássio.(d) acetato de sódio.(e) ácido acético.

48. Considere o seguinte equilíbrio de ionização de um ácido , em água:

H +

A expressão da constante de ionização, K a , desse ácido é

(a)

(b)

(c)

(d)

(e)

49. Conforme a teoria de Brönsted, os ácido HCN e

HSO4 têm como bases conjugadas, respectivamente

(a) e H SO2 4

(b) CN e H SO2 4

(c) e

(d) CN e SO32

(e) CN e SO42

50. Adicionando íon ao equilíbrio:

H +

há deslocamento para a esquerda (formação do ) devido

(a) à regra de Hund.(b) ao efeito Tyndall.(c) ao efeito do íon comum.(d) à lei da diluição de Ostwald.(e) à lei da conservação das massas.

51. A força de um ácido pode ser comparada com a de outro ácido através de suas

(a) massas moleculares.(b) fórmulas empíricas.(c) massas molares.(d) composições centesimais.(e) constantes de ionização.

52. Segundo o conceito de Brönsted, ácido é toda espécie química capaz de

(a) reagir com metais alcalinos.(b) reagir com halogênios.(c) ceder íons O2

(d) ceder íons H

(e) receber íons C .

53. Pelos valores de suas constantes de dissociação, o HC é classificado com ácido forte e o HF como ácido fraco. Assim, soluções aquosas de igual molaridade de HC e de HF a concentração de

(a) moléculas não dissociadas é igual.

(b) moléculas não dissociadas é maior a solução de HC(c) moléculas não dissociadas é praticamente nula na solução de HF .(d) íons halogênio é maior a solução de HC .(e) íons H é igual.

54. Uma solução aquosa 0,045 mol/litro de ácido acético, CH COOH3 , esta 2% dissociada em H e

CH COO3 . A concentração de cada um desses íons na

solução é

(a) 9 10 6 mol/litro. (b) 9 10 4 mol/litro.

(c) 9 10 3 mol/litro. (d) 9 10 2 mol/litro.

(e) 9 10 1 mol/litro.

55. Partindo de quantidades equimolares de reagentes, o equilíbrio

está acentuadamente deslocado para o lado dos produtos. Isto permite concluir que

(a) HCN e HNO 2 são ácidos fortes.

(b) HCN é ácido mais fraco do que HNO 2 .

(c) HCN é mais ionizado do que HNO 2 .

(d) CN e HNO 2 têm propriedades ácidas.

(e) HCN e NO2 têm propriedades básicas.

56. O ácido fluorídrico é considerado um ácido fraco porque em suas soluções aquosas

(a) o número de cátions é igual ao de nêutrons.(b) a molaridade dos íons é bem inferior à das moléculas não dissociadas.(c) há uma ruptura de praticamente todas as ligações do HF .(d) o produto das concentração [ H ] e [ OH ] é igual a zero(e) a formação de flúor gasoso ocorre lentamente.

57. A dissociação de amônia gasosa, NH3 ( )g , em água

líquida, deve-se em parte à reação NH3 +H NH4

. A solução resultante dessa dissolução será

(a) básica pois [H ]<[ OH ].

(b) básica pois [H ]>[ OH ].

(c) neutra pois [H ]=[ OH ].

(d) ácida pois [H ]<[ OH ].

(e) ácida pois [H ]>[ OH ].58. Em uma solução aquosa de ácido acético encontrou-se, para a concentração de íons H , o valor 1,0 10 4 mol/ . Isso significa que a concentração de íons

CH COO3 nessa solução deve ser

(a) 1 10 14 mol/ (b) 1 10 10 mol/

(c) 1 10 4 mol/ (d) 1 10 4 mol/ (e) 1 mol/

Instruções: Para responder a questão de número 59 considere a seguinte solução aquosa de CH COOH3 e

HC :

Concentração do CH COOH3 =0,10 mol/ Concentração do HC=0,10 mol/ Constante de ionização do CH COOH3 =1,8

10 5

Produto iônico da água = 1,0 10 14

59. Nessa solução a concentração de acetato [CH COO3

], é

(a) igual a de [ OH ].

(b) menor do que [ OH ].

(c) maior do que [ C ].

(d) menor do que [ H ].

(e) igual a [H ].

GABARITO - QUESTÕES DA UFS

01 D 02 B 03 B 04 E 05 C06 E 07 C 08 B 09 A 10 D11 A 12 C 13 A 14 C 15 D16 B 17 A 18 E 19 C 20 C21 A 22 E 23 E 24 A 25 D26 C 27 A 28 D 29 D 30 A31 E 32 A 33 E 34 B 35 C36 A 37 A 38 C 39 D 40 B41 A 42 A 43 B 44 B 45 D46 E 47 E 48 A 49 E 50 C51 E 52 D 53 D 54 B 55 B56 B 57 A 58 C 59 D