questoes globalizantes quimica resolucao por etapas

8/13/2019 Questoes Globalizantes Quimica Resolucao Por Etapas

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Química

QUESTÕES GLOBALIZANTES – RESOLUÇÃO POR ETAPAS

Fazer a síntese à temperatura de 300 °C e àpressão de 100 atm provocaria um aumentode produção de amoníaco de 46 toneladas.

1.4.3.

A linha do gráfico assinalada com x não podecorresponder aos dados de equilíbrio para umareação realizada à temperatura de 500 °C napresença de um catalisador, pois a presençadeste não altera a composição do sistema. Apresença do catalisador altera o tempo que sedemorou a atingir o estado de equilíbrio, masnão alterando a composição do mesmo.

1.4.4.Teoricamente, as condições de pressão e tem-peratura que favoreceriam a formação de NH3

seriam altas pressões e baixas temperaturas,pois como já foi explicado em itens anteriores,a constante de equilíbrio aumenta com a dimi-nuição de temperatura e com o aumento depressão.

1.4.5. A reação de síntese do amoníaco é uma reação

exotérmica. Assim, de acordo com o Princípiode Le Châtelier, a reação é favorecida por umadiminuição de temperatura. Diminuindo a tem-

peratura o sistema tende a evoluir no sentidodirecto, libertando energia para assim contra-riar a diminuição de temperatura provocada.Porém, na prática não pode ser muito baixa,pois para que se possa formar o amoníaco énecessário que se rompam as ligações H–H eN≠N, o que requer energia, a chamada energiade ativação. Ou seja, se a temperatura formuito baixa, a reação nem sequer se inicia,apesar da constante de equilíbrio ser elevada.Por este motivo, houve que escolher uma tem-

peratura de compromisso (450 °C) entre o au-mento do rendimento e a diminuição davelocidade da reação.

A reação evolui de reagentes para produtoscom diminuição da quantidade contida na fasegasosa. Assim, acordo com o Princípio de LeChâtelier, quando o sistema é sujeito a um au-mento de pressão evolui no sentido directo(menor número quantidade contida na fase ga-sosa), para deste modo contrariar a perturba-ção a que foi sujeito, sendo por isso favorecidapor altas pressões. Deste modo, teoricamenteprevê-se que a produção de amoníaco seja fa-vorecida por altas pressões e baixas tempera-

turas. Na prática, utilizam-se pressões elevadasmas de modo a garantir a segurança, pressãoentre 200 e 300 atmosferas, já que pressõeselevadas exigem equipamentos dispendiosos,

maiores condições de segurança e temperatu-ras da ordem de 450 °C, utilizando-se ferro me-tálico como catalisador.

1.5. Determinar a energia gasta na dissociaçãode ligações.

Energia gasta na dissociação de três mol deH2 (g) é 436* 3 " 1308 kJ

Energia gasta na dissociação de um mol deN2 (g) é 94 kJ

Energia total gasta na dissociação das liga-ções 1308+94 =1402 kJ

Determinar a energia libertada na formaçãode ligações.Seja x a energia de ligação N–H.

Energia libertada na formação de duas mol deNH3 (g) é x * 6 " 6 x (kJ)

Energia total libertada na formação das liga-ções " 6 x (kJ)

Determinar x.

D H = Energia gasta – Energia libertada - 93 = 1402- 6 x § - 6 x =- 93+(- 1402)§

§ 6 x = 1495§ § x = § x = 249,2 kJ mol-1

A energia de ligação azoto-hidrogénio é249,2 kJ mol-1.

1.6.1.1. Determinar a quantidade de tetracloroplati-

nato (II) de potássio – K 2PtCl 4. M r(K2PtCl4) = 2Ar(K)+ Ar(Pt)+4 Ar(Cl)

M r(K2PtCl4) = 2* 39,10+195,08+4 * 35,45 M r(K2PtCl4) = 415,08

M (K2PtCl4) =415,08 g mol-1

n(K2PtCl4) = §

§ n(K2PtCl4) = §

§ n(K2PtCl4) = 0,241 mol Determinar a quantidade de amoníaco. M r(NH3) =Ar(N)+3 Ar(H)

M r(NH3) = 14,01+3 * 1,01 M r(NH3) =17,04± M (NH3) =17,04 g mol-1

n(NH3) = § n(NH3) = §

§ n(NH3) = 0,587 mol

14956

m (K2PtCl4)M (K2PtCl4)

100145,08

10,017,04

m ( NH3)M (NH3)

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Química


Determinar o reagente limitante. Tendo em conta a estequiometria da reação: n(NH3) = 2n(K2PtCl4)§ n(NH3) = 2*0,241§

§ n(NH3) = 0,482 mol

Para que 0,241 mol de K2PtCl4 reagissem com-pletamente seriam necessários 0,482 mol deNH3. Como existe 0,587 mol de NH3, este estáem excesso, existe em maior quantidade quea necessária, logo o K2PtCl4 é o reagente limi-tante.

Determinar a quantidade de cisplatina –Pt(NH 3)2Cl2, teoricamente prevista.

n(Pt(NH3)2Cl2)t.p. = n(K2PtCl4) §§ n(Pt(NH3)2Cl2)t.p. = 0,241 mol

Determinar a quantidade de cisplatina –Pt(NH 3)2Cl2, realmente obtida.

h = * 100 §

§ n(Pt(NH3)2Cl2)r.o.= §

§ n(Pt(NH3)2Cl2)r.o. = §

§ n(Pt(NH3)2Cl2)r.o. = 0,193 mol A quantidade de cisplatina formada na reação

foi 0,193 mol.1.6.1.2.

O reagente em excesso é NH3. Determinar a quantidade que se gastou de

tetracloroplatinato (II) de potássio – K 2PtCl 4. n(K2PtCl4)gasto = n(Pt(NH3)2Cl2)r.o. §

§ n(K2PtCl4)gasto = 0,193 mol Determinar a quantidade de amoníaco que

se gastou. n(NH3)gasto = 2* n(K2PtCl4)gasto §

§ n(NH3)gasto = 2* 0,193§§ n(NH3)gasto = 0,386 mol Determinar a quantidade que não se gastou

de amoníaco – NH 3. n(NH3)que não reage= n(NH3)existente - n(NH3)gasto §

§ n(NH3)que não reage= 0,587- 0,386§ § n(NH3)que não reage= 0,201 mol A quantidade de NH3 que não reagiu foi

0,201 mol.1.6.2.1. (C) (A)Afirmação incorreta. Para a mesma tem-

peratura, quanto maior for o pH menor o cará-ter ácido. Para a mesma temperatura, uma

solução saturada de Pt(NH3)2Cl2 é menosácida que uma solução saturada de K2PtCl4,pois apresenta maior pH.

(B)Afirmação incorreta. Para a mesma tem-

peratura, soluções saturadas de Pt(NH3)2Cl2 ede K2PtCl4 apresentam diferente valor de pHe, por isso, vão apresentar diferente concen-tração de H3O+.

pH =- log [H3O+] § [H3O+]= 10-pH

(C)Afirmação correta. Soluções saturadas dePt(NH3)2Cl2 e de K2PtCl4 podem apresentar amesma concentração de H3O+ desde que atemperatura não seja a mesma.

(D)Afirmação incorreta. Soluções saturadas

de Pt(NH3)2Cl2 e de K2PtCl4 possuem iões OH-

em solução aquosa, já que:

[OH-] = ou [OH-] = 10-pOH

1.6.2.2. (A) Determinar a massa de cada uma das subs-

tâncias correspondente a uma mesmaquantidade, n .

Considerar a quantidade de cada uma das

substâncias igual an n(Pt(NH3)2Cl2) =n(K2PtCl4) =n mol Tendo em conta as respetivas massas molares m (Pt(NH3)2Cl2) =n(Pt(NH3)2Cl2)*M (Pt(NH3)2Cl2)

m (Pt(NH3)2Cl2) = 300,05* n (g) m (K2PtCl4) =n(K2PtCl4) * M (K2PtCl4) m (K2PtCl4) = 415,09* n (g) Determinar o volume ocupado por essa

massa para cada uma das substâncias.

r substância= §

§ V (substância) =

V (K2PtCl4) = §

§ V (K2PtCl4) = §

§ V (K2PtCl4) = 122,1n (cm3)

V (Pt(NH3)2Cl2) = §

§ V (Pt(NH3)2Cl2) = §

§ V (Pt(NH3)2Cl2) = 81,1n (cm3)

n(Pt(NH3)2Cl2)r.o.

n(Pt(NH3)2Cl2)t.p.

n(Pt(NH3)2Cl2)t.p.*h

1000,241* 80,0

100

K w[H3O+]

m (substância)

V (substância)m (substância)

r substância

m (K2PtCl4) r K2PtCl4

415,09n

3,4

m (Pt(NH3)2Cl2) r (Pt(NH3)2Cl2)

300,05n

3,7

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Química


Determinar a razão dos volumes.

= §

§ = 1,5§

§ V (K2PtCl4) = 1,5V (Pt(NH3)2Cl2) A expressão anterior permite concluir que

para iguais quantidades de Pt(NH3)2Cl2 e deK2PtCl4, o volume ocupado pelo K2PtCl4 é1,5 vezes maior que o de Pt(NH3)2Cl2.

Considerar a massa de cada uma das subs-tâncias igual e com valor m .Considerarm a massa de cada uma das subs-tâncias.

m (Pt(NH3)2Cl2) =m (K2PtCl4) =m (g) Determinar o volume ocupado por essamassa para cada uma das substâncias.

r substância= §

§ V (substância) =

V (K2PtCl4) = §

§ V (K2PtCl

4) = (cm3)

V (Pt(NH3)2Cl2) = §

§ V (Pt(NH3)2Cl2) = (cm3)

Determinar a razão dos volumes.

= §

§ = * §

§ = 1,1§

§ V (K2PtCl4) = 1,1V (Pt(NH3)2Cl2) A expressão anterior permite concluir que

para massas iguais de Pt(NH3)2 Cl2 e deK2PtCl4, o volume ocupado pelo K2PtCl4 é1,1 vezes maior que o volume ocupado peloPt(NH3)2Cl2.

1.7. (C) Determinar a quantidade de amoníaco. m (NH3) =14 mg§ m (NH3) = 1,4* 10-2 g M r(NH3) =Ar(N)+3 Ar(H)

M r(NH3) = 14,01+3 * 1,01 M r(NH3) = 17,04± M (NH3) =17,04 g mol-1

n(NH3) = § n(NH3) = §

§ n(NH3) = 8,22* 10-4 mol Determinar o número de moléculas de amo-

níaco – NH 3. N (NH3) =n(NH3) * N A §

§ N (NH3) = 8,22* 10-4 * 6,02* 1023 §§ N (NH3) = 4,95* 1020 moléculas

Determinar o número de átomos de azoto(N) em 4,95 * 10 20 moléculas de NH 3.

N (N) =N (NH3) § N (N) = 4,95* 1020 átomos. Determinar o número de átomos de hidro-

génio (H) em 4,95 * 10 20 moléculas de NH 3.

N (H) = 3N (NH3)§ N (H) = 3*4,95*1020 §§ N (H) = 1,49* 1021 átomos.

1.8.1.(C) De acordo com a Lei de Avogadro, podedizer-se que volumes iguais de gases diferen-tes, considerados perfeitos, nas mesmas con-dições de pressão e temperatura, possuem amesma quantidade de cada um desses gases.Assim, a quantidade de gases em cada um doscilindros é igual e considera-sen.

Determinar a massa molar de cada subs-tância.

M r(NH3) =Ar(N)+3 Ar(H)M r(NH3) = 14,01+3 * 1,01

M r(NH3) = 17,04± M (NH3) = 17,04 g mol-1

M r(H2) = 2Ar(H)M r(H2) = 2* 1,01§ M r(H2) = 2,02M (H2) = 2,02 g mol-1

M r(N2) = 2Ar(N)§ M r(N2) = 2* 14,01§§ M r(N2) = 28,02± M (N2) = 28,02 g mol-1

Determinar a massa contida em cada cilin-

dro. Cilindro X: n(NH3) =n m no cilindro X= n(NH3) * M (NH3) §

§ m no cilindro X= n * 17,04§§ m no cilindro X= 17,04n (g)

Cilindro Y: n(NH3) + n(H2) =n § n(NH3) = (n - n(H2)) m no cilindro Y= m (NH3) + m (H2)

m no cilindro Y= n(NH3) * M (NH3) + n(H2) * M (H2)m

no cilindro Y= (n - n(H

2))* M (NH

3) +n(H

2) * M (H

2) §

§ m no cilindro Y= (n - n(H2))*17,04+n(H2)*2,02 m no cilindro Y= 17,04n - 17,04n(H2) +2,02n(H2)

m cilindro Y= (17,04n - 15,02n(H2)) (g)

V (K2PtCl4)V (Pt(NH3)2Cl2)

m (substância)V (substância)

m (substância) r substância

m

r K2PtCl4

m

3,4m

r (Pt(NH3)2Cl2)m

3,7


m3,4m

3,7

V (K2PtCl4)V (Pt(NH3)2Cl2)m3,4 3,7m


m (NH3)M (NH3)

1,4* 10-2

17,04

122,1n

81,1n


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Química


1.11.2.A espécie química representada pela letraCserá NH4

+.1.11.3.

Os resultados dos testes, representados pelasletras D e E, a uma amostra do produto co-mercial em estudo são, respetivamente, o apa-recimento de fumos brancos e cor azul.

2. Rendimento de uma síntese

2.1. O fator que mais contribui para o elevadocusto de produção de um dado fármaco seráa complexidade das fases da produção, desdeas matérias iniciais até ao produto fabricado.

2.2. (C)Uma reação de síntese ocorre entre doisou mais reagentes originando um produto dereação que é uma substância composta

2.3. (A)Afirmação verdadeira. (B) Afirmação falsa. É muito pouco provável

que o rendimento de uma reação química sejade 100%, pelo que as quantidades de produtosobtidos são, de um modo geral, inferiores àsprevistas pela estequiometria.

(C)Afirmação falsa. Um rendimento de 35%

significa que a quantidade (ou massa ou vo-lume) de produto obtido foi 35% da quantidade(ou massa ou volume) de produto prevista(aquela que se esperava obter se o rendimentofosse de 100%.

(D)Afirmação verdadeira. (E)Afirmação verdadeira. (F)Afirmação verdadeira. (G)Afirmação verdadeira. O sulfato de tetraami-

nocobre (II) monohidratado é um sal complexo,pois tem na sua constituição um ião complexo:o ião tetraaminocobre (II) – [Cu(NH3)4]2+.

2.4.1.O sal hidratado presente nos reagentes é oCuSO4. 5H2O. O seu nome é sulfato de cobre (II)penta-hidratado.

2.4.2.1.Determinar a massa de solução concen-trada de NH 3.

r = §

§ m (solução) = r solução * V (solução)§ § m (solução) = 8,0* 0,91§

§ m (solução) =7,28 g

Determinar a massa de NH 3 presente em7,28 g de solução concentrada de NH 3.

%(m/m)(NH3) = * 100 §

§ m (NH3) = §

§ m (NH3) = §

§ m (NH3) = 1,82 g Determinar a quantidade de NH 3. M r(NH3) =Ar(N)+3 Ar(H)

M r(NH3) = 14,01+3 * 1,01§§ M r(NH3) = 17,04M (NH3) = 17,04 g mol-1

n(NH3) = § n(NH3) = §

§ n(NH3) = 1,07* 10-1 mol Determinar o reagente limitante. Tendo em conta a estequiometria da reação: n(NH3) = 4* n(CuSO4. 5H2O)§

§ n(NH3) = 4* 2,03* 10-2 §§ n(NH3) = 8,12* 10-2 mol

Para que 2,03* 10-2 mol de CuSO4. 5H2Oreagissem completamente, seriam necessários

8,12 * 10-2

mol de NH3. Como existem1,07* 10-1 mol de NH3 (quantidade superior ànecessária), o NH3 está em excesso e o sulfatode cobre(II) penta-hidratado (CuSO4. 5H2O) é oreagente limitante.

2.4.2.2. O rendimento da reação seria 100% se todo o sul-

fato de cobre(II) penta-hidratado (CuSO4. 5H2O)reagisse para formar o sal de sulfato de tetraami-nocobre(II) monohidratado (Cu(NH3)4SO4. 5H2O)

Determinar a quantidade (Cu(NH 3)4SO4. H2O)t.p.

teoricamente prevista. De acordo com a estequiometria da reação: n(CuSO4. 5H2O) =n(Cu(NH3)4SO4. 5H2O)t.p. §

§ n(Cu(NH3)4SO4. H2O)t.p. = 2,03* 10-2 mol Determinar a quantidade (Cu(NH 3)4SO4

. H2O)r.o.

realmente obtida. M r(Cu(NH3)4SO4. H2O) =Ar(Cu)+ 4 Ar(N)+ 14

Ar(H)+Ar(S)+5 Ar(O)§ 63,55+4 * 14,01+14 * 1,01+32,07+5 * 16,00§

§ M r(Cu(NH3)4SO4. H2O) = 245,8

M (Cu(NH3)4SO4. H2O) = 245,8 g mol-1

n(Cu(NH3)4SO4. H2O)r.o= §

m (solução)V (solução)

m (NH3)m (solução)

m (solução)* %(m/m) (NH3)100

7,28* 25,0100

m (NH3)M (NH3)

1,8217,04

m(Cu(NH3)4SO4. H2O)r.oM (Cu(NH3)4SO4. H2O)

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Química


§ n(Cu(NH3)4SO4. H2O)r.o = §

§ n(Cu(NH3)4SO4. H2O)r.o = 1,44* 10-2 mol Determinar o rendimento.

h = * 100 §

§ h = * 100 § h = 71,0%

O rendimento da reação realizada é 71,0%.2.5. (C)O amoníaco é adicionado em excesso, daí

a medição do seu volume não necessitar deser feita de forma muito rigorosa.

(A) A pipeta volumétrica é um instrumentopara leitura muito rigorosa de volumes, de-vendo ser particularmente utilizada em titula-

ções ou preparação de soluções rigorosas pordiluição. Porém, em qualquer caso, deve serutilizada para medir volumes bem definidos,de uma só vez.

(B)A proveta é um instrumente para mediçãovolumes, quando essa medição não precisa deser muito rigorosa. Neste caso, a proveta emcausa tem uma capacidade demasiado grandepara medir o volume de amoníaco, pelo que oerro introduzido é maior que o aceitável.

(D)O gobelé ou copo de precipitação não é um

instrumento de medida de volumes.2.6. (C) (A)Este processo conduz a perdas de massa

no almofariz, pelo que não é recomendável atrituração depois da pesagem da massa. A tri-turação deve ser feita previamente e só depoisfazer a pesagem da massa correspondente às0,020 mol, para evitar perdas.

(B) A redução dos cristais a pó não tem in-fluência na facilidade de medir a sua massa.(C)Os cristais de sal devem ser reduzidos a pópois o maior grau de divisão favorece a sua dis-solução no solvente (água).

(D)A redução dos cristais a pó não não temqualquer influência na diminuição da sua hi-dratação.

2.7.1. A sequência é: D, F, C, E, A, B2.7.2.

A preparação laboratorial do sulfato de tetraaminocobre (II) mono-hidratado, [Cu(NH3)4]SO4•H2O, in-clui uma etapa em que se adiciona, lentamente, asolução de sulfato de cobre (II) à solução concen-trada de amoníaco, aparecendo de seguida umaprecipitado azul claro de hidróxido de cobre(II),

Cu(OH)2, etapa correspondente à imagem (C). Se-guidamente adiciona-se um pouco de álcool etí-lico, CH3CH2OH, à solução de sulfato de cobre(II)pentahidratado, CuSO4•5H2O, em amoníaco, NH3,

para diminuir a solubilidade do [Cu(NH3)4]SO4•H2Oe facilitar a sua precipitação etapa correspondenteà imagem (E).

2.8.1.Os cristais obtidos por este processo de síntesesão muito finos e pequenos pelo que a filtraçãopor sucção é uma forma de tornar o processomais rápido e eficaz em virtude da dimensãodos sais formados. Além disso, a filtração porsucção permite uma secagem dos cristaismuito mais eficaz e rápida do que a filtraçãopor gravidade, factor muito importante nestecaso, pois este sal não pode ser seco na estufa.

2.8.2.(A)

2.9. A secagem dos cristais de sulfato de tetraami-nocobre(II) mono-hidratado (Cu(NH3)4SO4. H2O)não deve ser feita numa estufa porque os cris-tais obtidos decompõem-se facilmente a tem-peraturas elevados.

2.10.1.

(D)Determinar a massa molar de O 2. M r(O2) = 2Ar(O)§ M r(O2) = 2* 16,00§

§ M r(O2) =32,00± M (O2) = 32,00 g mol-1

Determinar a quantidade de O 2.

n(O2) = § n(O2) =

Determinar o número de átomos de O. N (átomos de O) = 2* n(O2) * N A

N (átomos de O) = 2* *6,02*1023átomos

2.10.2 Determinar a quantidade de O 2 (ver item an-

terior).

n(O2) = § n(O2) = §

§ n(O2) = 1,33 mol Determinar a percentagem de pureza. % de pureza = 100,0%- % de impurezas % de pureza = 100,0%- 20%§ § % de pureza = 80,0%

Determinar a massa de KCl pura.

% de pureza= * 100 §

3,53245,8

n(Cu(NH3)4SO4. H2O)r.on(Cu(NH3)4SO4. H2O)t.p

1,44* 10-2

2,03* 10-2

42,432,00

m (O2)M (O2)

42,432,00

42,432,00

m (O2)M (O2)

m (KCl)pura

m (KCl)impura

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Química


§ m(KCl)pura = §

§ m (KCl)pura = §

§ m (KCl)pura

= 28,4 g Determinar a quantidade de KCl.

M r(KCl) =Ar(K)+ Ar(Cl)M r(KCl) = 39,10+35,45§§ M r(KCl) = 74,55M (KCl) = 74,55 g mol-1

n(KCl) = § n(KCl) = §

§ n(KCl) = 3,81* 10-1 mol Determinar o reagente limitante. Tendo em consideração a estequiometria da

reação:

n(O2) = n(KCl)§

n(O2) = * 3,81* 10-1 § n(O2) = 0,571 mol

Para que 3,81*10-1 mol de KCl reagissem com-pletamente, seriam necessários 0,571 mol deO2. Existem 1,33 mol de O2 (mais do que o ne-cessário) pelo que o O2 está,portanto, em ex-cesso, sendo que o KCl é o reagente limitante.

Determinar a quantidade de KClO 3 obtido.

Tendo em consideração a estequiometria dareação: n(KClO3) =n(KCl)§

§ n(KClO3) = 9,52* 10-2 mol Determinar a massa de KClO 3 obtido. M r(KClO3) = Ar(K)+Ar(Cl)+3 Ar(O)§

§ M r(KClO3) = 39,10+35,45+3 * 35,45§§ M r(KClO3) = 122,55M (KClO3) = 122,55 g mol-1

m (KClO3) =n(KClO3) * M (KClO3) §§ m (KClO3) = 3,81* 10-1 * 122,55§

§ m (KClO3) = 46,7 g A massa de clorato de potássio produzida, ad-mitindo-se que a reação é completa, foi 46,7 g.

3. Num laboratório de química3.1. Espátula, balança, gobelé, garrafa de esguicho

com água desionizada, funil, balão volumétricode 100,00 mL e vareta.

3.2. Recorrendo a uma balança, medir a massa desoluto necessária diretamente para um go-belé, retirando a massa de soluto com a ajudade uma espátula do frasco que a contém.

Transferir água desionizada da garrafa de es-guicho para o gobelé (menos de 50,0 cm3). Dissolver o soluto com água desionizada, agi-

tando com o auxílio de uma vareta.

Aquecer, se necessário, deixando de seguidaarrefecer até à temperatura ambiente.

Transferir a solução para um balão volumé-trico de capacidade igual ao volume que se

pretende preparar. Lavar o gobelé (três vezes) com pequenas por-ções de água desionizada, transferindo aságuas de lavagem para o balão volumétrico.

Fazer o mesmo com o funil, retirando-o de se-guida.

Completar o volume com água desionizada atéao traço de referência.

Agitar o balão para homogeneizar a solução.3.3. (D) 2HCl(aq)+Na2CO3(aq) 2 NaCl (aq)+H2CO3(aq),

pois é a única que respeita a lei de Lavoisier.3.4.1. (A)O ácido clorídrico é um material corrosivo. É não explosivo pelo que não poderia ter o sím-

bolo (B), não é radioativo pelo que não poderiater o símbolo (C) e não é um produto combu-rente, pelo que não podia ter o símbolo (D).

3.4.2. A preparação de soluções diluídas de ácido

clorídrico, a partir da respetiva solução con-centrada, deve ser realizada numa hotte por-que esse ácido concentrado liberta vaporescorrosivos que não devem ser inalados ou con-tactar com a pele.

3.4.3. Determinar a quantidade de HCl existente

na solução diluída.V solução diluída= 500,00 cm3 §§ V solução diluída= 500,00* 10-3 dm3

[HCl]solução diluída= §

§ n(HCl) = [HCl]solução diluída* V solução diluída§ § n(HCl) =0,50* 500,00* 10-3 §

§ n(HCl) =0,25 mol Determinar a correspondente massa de HCl.

M r(HCl) =Ar(H)+ Ar(Cl)M r(HCl) = 1,01+35,45§ M r(HCl) = 36,46M (HCl) = 36,46 g mol-1

m (HCl) =n(HCl)*M (HCl)§§ m (HCl) = 0,25*36,46§ m(HCl) = 9,12 g

Determinar a massa de HCl concentrado

que contém essa massa de HCl.

%(m/m)HCl= * 100 §

"

3232

n(HCl)V solução diluída

% de pureza*m (KCl)impura

10080 * 35,5

100

28,474,55

m (KCl)M (KCl)

m (HCl)m (solução)

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9

Química


§ m (solução) = * 100 §

§ m (solução) = * 100 §

§ m (solução) = 23,8 g Determinar o volume de solução de HCl

concentrado que contém essa massa.

r solução = §

§ V (solução) = §

§ V (solução) = §

§ V (solução) = 20,0 cm3 O volume de ácido clorídrico concentrado uti-

lizado para preparar a solução diluída é20,0 cm3.

3.4.4. Balão volumétrico de 500,00 cm3.3.4.5. [19,96 ; 20,04] cm3.3.4.6. (B)Para evitar os erros de paralaxe, a leitura do

nível do líquido deve ser feita com os olhos aonível da tangente ao menisco, visto tratar-se de

um líquido incolor.3.4.7. Erros de paralaxe.3.4.8. Lavar bem o balão volumétrico de 500,00 cm3

com água desionizada. Colocar um pouco de água desionizada dentro

do balão volumétrico, cerca de 250 cm3. Lavar um gobelé com um pouco da solução de

ácido concentrado. Rejeitar para um frasco derestos.

Transferir um pouco de solução concentradade HCl (um pouco mais de 20 cm3) para o go-belé. Aspirar um pouco de solução para a pi-peta e enxaguá-la, desprezando o líquido delavagem para o frasco de restos.

Fazer a toma de 20,00 cm3 com a pipeta volu-métrica e o auxílio da pompete, transferindo--a quantitativamente para o balão volumétrico.

Completar o volume com água desionizada atéao traço de referência do balão, medindo cor-

retamente de modo a evitar erros de paralaxe. Agitar o balão para homogeneizar a nova so-lução.

3.4.9. Afirmação falsa. Para fazer a primeira mistura

de ácido concentrado com a água, o ácido con-centrado deve ser colocado lentamente sobre

a água. Quando se adiciona ácido lentamentesobre a água, o ácido tende a ionizar-se, liber-tando uma grande quantidade de energia (rea-ção exotérmica), sendo que, a energia libertadaé distribuída uniformemente na água, que paramaior segurança deve existir em maior volume.Assim, a reação não se torna tão violenta. Se aadição for de água sobre ácido, a reação serárápida e incontrolável, já que a superfície decontacto do ácido é maior, libertando-se ener-gia suficiente para provocar um maior aumentode temperatura, em menos tempo.

3.5.1. Por “preparar a bureta” entende-se lavar a bu-

reta com água e detergente de modo a retirara gordura. De seguida, lavar com água da tor-neira para retirar o excesso de detergente;com água desionizada para retirar a água datorneira, enxaguar com um pouco da soluçãode HCl a ser medida e verificar o correto fun-cionamento da torneira.

3.5.2. (C)3.5.3.1. Lava-se a bureta com solução titulante – ácido

clorídrico 0,50 mol dm-3 – para remover águaque “molha” as paredes, o que diluiria a solu-ção a utilizar.

3.5.3.2. Lava-se a pipeta volumétrica com um pouco

de solução de carbonato de sódio para remo-ver algumas impurezas ou mesmo água que

ela ainda contenha agarrada às paredes, o quediluiria a solução a utilizar.3.5.3.3. Não se pode lavar o recipiente para onde se vai

transferir a solução a titular com esta solução,porque desta forma o volume a titular nãoseria o medido com a pipeta volumétrica.

3.5.4.(C) O instrumento que mediu estes volumesfoi a bureta. A escala da bureta é de 0,1 em0,1 cm3, logo a incerteza de leitura é de

0,05 cm3 (metade da menor divisão da escala,porque o aparelho é analógico).

23,81,19

m (HCl)%(m/m)HCl

9,1238,3


m (solução) r solução

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10

Química


Determinar o volume gasto em cada ensaio. D V = V f - V i 1.° Ensaio:DV 1 = V f - V i §

§ D V 1 = 54,25- 4,25§ D V 1 = 50,00 cm3

2.° Ensaio:D

V 2 = V f - V i §§ D V 2 = 53,25- 3,15§ D V 2 = 50,10 cm3

3.° Ensaio:D V 3 = V f - V i §§ D V 3 = 67,75- 15,25§ D V 3 = 52,50 cm3

4.° Ensaio:D V 4 = V f - V i §§ D V 4 = 52,08- 2,18§ D V 4 = 49,90 cm3

O 3.° ensaio deve ser rejeitado pois afasta-sedemasiado dos resultados obtidos nos restan-tes ensaios.

3.5.5. A fase da adição de HCl (aq) em que se obtém

uma maior variação de pH é na proximidade(vizinhança) do ponto de equivalência.

3.5.6. Determinar o volume médio.

D V médio= §

D V médio= §

§ D V médio= 50,00 cm3

O volume de titulante gasto na titulação foi

50,00 cm3.3.6. Determinar a quantidade de HCl gasto na ti-

tulação.

[HCl] = § n(HCl) = [HCl]* V §

§ n(HCl) = 0,50* 50,00* 10-3 § § n(HCl) = 2,5* 10-2 mol

Determinar a quantidade de Na 2CO3 nos10,00 cm 3 de solução.

Tendo em consideração a estequiometria dareação (ver 2.3)

n(Na2CO3) = n(HCl)§

§ n(Na2CO3) = * 2,5* 10-2 §

§ (Na2CO3) = 1,25* 10-2 mol Determinar a concentração de Na 2CO3 na

solução

[Na2CO3] = §

§ [Na2CO3] = § § [Na2CO3] = 1,25 mol dm-3

3.7. (D)Atendendo à equação química que traduza titulação da solução de carbonato de sódiopelo ácido clorídrico2 HCl+Na2CO3 (aq) 2 Na+(aq)+2 Cl- (aq)+H2CO3 (aq)

verifica-se que no ponto de equivalência exis-tem as espécies Na+ e Cl- que têm caráterácido-base neutro e o ácido carbónico quecomo o seu próprio nome indica tem caráterácido em solução. Assim, no ponto de equiva-lência, o pH é menor que 7 em virtude da ioni-zação do ácido carbónico:

H2CO3 (aq)+H2O (l) HCO3- (aq)+H3O+ (aq) .3.8. Será necessário determinar o grau de pureza

do carbonato de sódio. Determinar a quantidade de carbonato de

sódio nos 100,00 cm 3 de solução preparada.

[Na2CO3] = §

§ n(Na2CO3) = [Na2CO3] * V § § n(Na2CO3) = 1,25* 10,00* 10-3 §

§ n(Na2CO3) = 1,25* 10-2 molDeterminar a massa de carbonato de sódionos 100,00 cm 3 de solução preparada.

M r(Na2CO3) = 2Ar(Na)+ Ar(C)+ 3 Ar(O)M r(Na2CO3) = 2*22,99+12,01+3 *16,00§

§ M r(Na2CO3) = 105,99M (Na2CO3) = 105,99 g mol-1

m (Na2CO3) =n(Na2CO3) * M (Na2CO3) §§ m (Na2CO3) = 1,25* 10-2 * 105,99§

§ m (Na2CO3) = 13,25 g, o que significa quedos 14,75 g utilizados para preparar a solução,apenas 13,25 g eram carbonato de sódio,sendo o restante impurezas.

Determinar o grau de pureza.

% de pureza = * 100 §

§ % de pureza = * 100 §

§ % de pureza = 89,8% O laboratório deve devolver o lote de carbo-

nato de sódio pois a sua percentagem de pu-reza é muito menor do que a mínima garantidapelo fornecedor (89,8%< 96%).

4. Qualidade do leite

4.1. CH3CHOHCOOH (aq)+H2O (l) CH3CHOHCOO- (aq)+H3O+(aq)

4.2. Determinar a temperatura em °C.

T K=q(°C)+273,15§ q(°C) =T K- 273,15§§ q(°C) = 288,15- 273,15§§ q(°C) = 15,00 °C

12

n(Na2CO3)V

1,25* 10-2

10,00* 10-3

"

"@

n(Na2CO3)V

12

n(HCl)V

D V 1 +D V 2 +D V 43

50,00+50,10+49,903

m (Na2CO3)pura

m (Na2CO3)impura

13,2514,75

"@

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Química


Determinar o valor médio da densidade doleite.

r leite = § r leite = §

§ r leite = 1,032 g cm-3

O valor médio da densidade do leite a 288,15 Ké 1,032 g cm-3.

4.3.1. A expressão significa fazer reagir amostras de

leite com uma solução aquosa de hidróxido desódio, até a reação estar completa, isto é, atétodo o ácido ter reagido com a quantidade ne-cessária e suficiente de solução aquosa de hidró-xido de sódio, de acordo com a estequiometriada reação. Porém, quando a reação termina

[OH-] < [H3O

+] porque o anião lactato tem ca-ráter básico, sofrendo hidrólise originando iões

OH- de acordo com a equação química:CH3CHOH COO- (aq) + H2O (l) CH3CHOHCOOH (aq) + OH- (aq)

4.3.2. Volume inicial,V i = 12,40 cm3

Volume final,V f = 14,40 cm3

Volume de titulante,D V = V f - V i §§ D V = 2,00 cm3

O volume de titulante gasto na titulação do10,00 mL de leite foi de 2,00 cm3.

4.3.3. (C) (A) Fica com resíduos de água desionizada,

medindo de seguida,um volume de leite infe-rior ao indicado na sua capacidade.

(B)É impossível depois de passar a pipeta porágua desionizada conseguir a sua completasecagem em tempo útil.

(D)Material utilizado em medição rigirosa delíquidos não pode ser seco em estufa. A tem-peratura elevada altera a sua capacidade.

Assim só a hipótese (C) é válida.4.3.4. (C)O volume de leite é medido com uma pi-

peta volumétrica de 10,00 mL, pois tem de sermedido da forma mais rigorosa possível. O vo-lume de solução titulante é adicionado ao titu-lado até se atingir o ponto de equivalênciamedido por medição indireta,(V adicionando= V final- V inicial), também de forma ri-gorosa, usando uma bureta. O balão volumé-trico é usado para preparar soluções e nãopara realizar titulações.

4.3.5. (A) Determinar a [H 3O+ ] no leite a 20 °C. pH =- log [H3O+] § [H3O+] = 10-pH §

§ [H3O+

] = 10(- 6,7)

§§ [H3O+] = 2,00* 10-7 mol dm-3

Determinar a quantidade de iões H 3O+ em500 mL desse leite a 20 °C.

[H3O+] = § n(H3O+) = [H3O+] *V §

§ n(H3O+) = 2,00* 10-7 * 0,500§§ n(H3O+) = 1,00* 10-7 mol

(B) Afirmação falsa. O pH do leite diminuiquando a temperatura aumenta de 20°C para25 °C, pelo que a concentração e H3O+ au-menta e a de OH- também, porque aumenta ovalor deK w.

(C)Afirmação falsa. A 25 °C, o pH do leite é in-ferior ao seu pH a 20 °C porque o aumento detemperatura favorece a ionização das subs-tâncias ácidas, incluindo a própria água, já queK w também aumenta com o aumento da tem-peratura, baixando assim, o pH (a ionizaçãodas substâncias ácidas é um processo endo-térmico). Se a ionização das substâncias áci-das não aumentasse com o aumento datemperatura, o pH não diminuía pois não au-mentava a concentração de H3O+.

Determinar [H 3O+ ] [H3O+] = 10-pH

[H3O+] = 10-6,7§ § [H3O+] = 2,00* 10-7 mol dm-3

(D)A 20 °C [H3O+] = 2,00* 10-7 mol dm-3

pois o pH é 6,7. Determinar a provável [OH - ]

[OH-] = § [OH-] = §

§ [OH-] = 1,00* 10-7 mol dm-3

Determinar K w admitindo a provável [OH - ].

K w = [H3O+] * [OH-] §§ K w = 2,00* 10-7 * 1,00* 10-7 §§ K w = 2,00* 10-14

Relacionar com a K w a 25 °C.

K w = 2,00* 10-14 > K w (a 25 °C) Dado queK w aumenta com o aumento de tem-

peratura (a autoionização da água é um pro-cesso endotérmico), a situação apresentadasó será possível numa condição de tempera-tura superior a 25 °C.

n(H3O+)V

"@

5,0* 10-8

0,500

n(OH-)

V

1,023+1,0402

r 1 + r 2

2

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Química


4.3.6. (C)A equação química que traduz a reação re-

ferente à titulação é CH3CHOHCOOH (aq) + NaOH (aq) Na+ (aq)

+ CH3CHOHCOO-

(aq) + H2O (l)Os produtos desta reação são o catião sódio,Na+, e a H2O que são partículas neutras do pontode vista ácido-base e o anião CH3CHOHCOO-que é uma partícula que apresenta carácterbásico (pois é a base conjugada do ácido lác-tico) sofrendo hidrólise em presença de águade acordo com a equação CH3CHOHCOO- (aq)+ H2O (l) CH3CHOHCOOH (aq) + HO- (aq).Assim, confere carácter basico à solução peloque o seu pH, a 25 °C, será superior a 7.

4.3.7.1. Determinar a quantidade de NaOH gasta na

titulação.

[NaOH] = §

§ n(NaOH) = [NaOH]* V (NaOH)§§ n(NaOH) = 2,00* 10-3 * 0,100§§ n(NaOH) = 2,00* 10-4 mol

Determinar quantidade de ácido lático natoma de 10,00 cm 3 de leite.

Tendo em atenção a estequiometria da equa-ção que traduz a reação que ocorre durante atitulação:

CH3CHOHCOOH (aq)+NaOH (aq) CH3CHOHCOO- (aq)+Na+(aq)+H2O (l)

n(CH3CHOHCOOH) =n(NaOH)§§ n(CH3CHOHCOOH) = 2,00* 10-4 molDeterminar a concentração do ácido láticono leite.

[CH3CHOHCOOH] =

[CH3CHOHCOOH] = §

§ [CH3CHOHCOOH] = 2,00*10-2 mol dm-3

Assim, de acordo com a definição, a acidez doleite é 0,0200 mol de ácido lático por litro deleite.

4.3.7.2. Determinar a massa equivalente à quanti-

dade de ácido lático existente em um litro,ou seja, 2,00 * 10 - 2 mol.

M r(CH

3CHOHCOOH) = 3A

r(C)+6 A

r(H)+3 A

r(0)

M r(CH3CHOHCOOH) = 3*12,01+6 *1,01+3 *16,00 M r(CH3CHOHCOOH) = 90,09

M (CH3CHOHCOOH) = 90,09 g mol-1

m (CH3CHOHCOOH) =n(CH3CHOHCOOH)*M == m (CH3CHOHCOOH) = 2,00* 10-2 * 90,09 == 1,80 g(massa de ácido lático em um litro de leite).

Assim, de acordo com a definição, a acidez doleite é 1,8 g de ácido lático por litro de leite.4.3.8. Determinar a quantidade de ácido lático em

um litro de leite.

[CH3CHOHCOOH] = §

§ n(CH3CHOHCOOH) == [CH3CHOHCOOH]* V (leite)§

§ n(CH3CHOHCOOH) =2,00*10-2*1,00§ § n(CH3CHOHCOOH) = 2,00* 10-2 mol

Determinar a quantidade de NaOH necessá-rio para reagir completamente com o ácidoláctico existente em um litro.

Tendo em atenção a estequiometria da equa-ção que traduz a titulação:

CH3CHOHCOOH (aq)+ NaOH (aq) CH3CHOHCOO- (aq) +

+Na+ (aq)+H2O (l)

n(CH3CHOHCOOH) =n(NaOH)§§ n(NaOH) = 2,00* 10-2 molDeterminar o volume de solução de NaOH

1,0 mol dm- 3

que contém 2,00 *

10- 2

mol. [NaOH] = § V (NaOH) = §

§ V (NaOH) = §

§ V (NaOH) = 2,00* 10-2 dm3 §§ V (NaOH) = 20,0 cm3

Segundo a NP, o leite é próprio para consumose a acidez for inferior a 17.

A acidez do leite é 20 (são necessários 20 cm3

de uma solução alcalina de NaOH, 1,0 mol/dm3,para reagir completamente com um litro deleite) o que permite concluir que o leite estáimpróprio para consumo.

4.4. A força de um ácido está relacionada com asua constante de acidez, sendo tanto maiorquanto maior for o valor dessa constante.Quanto maior for o valor da constante de aci-dez de um ácido mais extensa é a sua ioniza-ção, originando uma maior quantidade de iõesH3O+ em solução, pelo que o pH diminui.

Se o pH do leite é mais elevado do que aquiloque seria espectável se os ácidos fossem for-tes, é porque a menor quantidade de iões H3O+

presentes em solução se deve ao facto de os

n(CH3CHOHCOOH)V (leite)

2,00* 10-4

10,00* 10-3

"@

n(NaOH)V (NaOH)

"@

n(CH3CHOHCOOH)V (leite)

"

n(NaOH)[NaOH]

n(NaOH)V (NaOH)

2,00* 10-2

1,0

"@

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Química


ácidos nele presentes terem constantes deacidez pouco extensas. Assim, podemos con-cluir que os ácidos presentes no leite são fra-cos, pelo que possuem constantes de acidezK c

baixas, pois caso contrário o pH seria inferior.5. Controlo da acidez de um aquário5.1. (B) [OH-] = [H3O+], implica que a solução é neutra,

mas só a 25 °C o valor dessa concentração é1,0* 10-7 mol dm-3.

Numa solução ácida, qualquer que seja a tem-peratura [H3O+] > [OH-].

Numa solução alcalina, qualquer que seja atemperatura,| OH- | > | H3O+| .

5.2. (A) Determinar a massa de solução.

r = §

§ m (solução) = r * V (solução)§ § m (solução) = 1,2* 0,2

Determinar a massa de HCl,

%(m/m) (HCl) = * 100 §

§ m (HCl) = §

§ m (HCl) = §

§ m (HCl) = * §

§ m (HCl) = 0,30* 1,2* 0,2.5.2.1. Determinar a [H 3O+ ], a 25 °C.

pH =- log [H3O+] § [H3O+] = 10-pH§§ [H3O+] = 10(- 6,8) §§ [H3O+] = 1,58* 10-7 mol dm-3

Determinar a [OH - ], a 25 °C.

K w = [H3O+] * [OH-] § [OH-] = §

§ [OH-] = §

§ [OH-] = 6,34* 10-8 mol dm-3

A concentração de iões OH- quando pH da so-lução é 6,8 é 6,34* 10-8 mol dm-3.

5.2.2.1. (C)

(A)Nestas reações, a água comporta-se sem-pre como uma base, pois capta um protão (H+). (B)A base conjugada de H3PO4 é H2PO4

- . A es-pécie HPO42- é a base conjugada de H2PO4

- .

(C)A espécie HPO42- (aq) é uma partícula an-fotérica, pois comporta-se como ácido e comobase.

(D)A espécie PO43- (aq) não pode ser um ácido,

segundo Brönsted-Lowry, pois não pode cederprotões (H+).5.2.2.2. A expressão que traduz a constante de acidez

para a primeira ionização do ácido fosfóricotem por base a equação química:

H3PO4 (aq)+H2O (l) H2PO4- (aq)+H3O+(aq)

K a =

5.3. Quando se adiciona o cloreto de sódio(NaCl) àsolução, este dissocia-se de acordo com a

equação: NaCl (aq) " Na+ (aq)+Cl- (aq) Os iões Na+ e Cl- têm caráter químico ácido-

-base neutro, ou seja, não têm tendência a cap-tar ou a ceder o protão (H+), pelo que não pos-suem a característica de alterar o pH. Assim,este mantém-se constante.

Ao adicionar o cloreto de amónio (NH4Cl) à so-lução, este dissocia-se de acordo com a equa-ção: NH4Cl (aq) " NH4

+ (aq)+Cl- (aq) Os iões Cl- têm caráter químico ácido-base

neutro, não têm tendência a captar ou a cedero protão (H+), pelo que não possuem a carac-terística de alterar o pH da solução. Porém, osiões amónio (NH4+) têm comportamento ácido,pois cedem o protão (H+). Em solução aquosasofrem hidrólise de acordo com a equação:

NH4+ (aq)+H2O (l) NH3 (aq)+H3O+ (aq)

A presença do ião amónio leva ao aumento daconcentração de H3O+o que se traduz numa di-minuição de pH (quanto maior a concentraçãode H3O+menor é o pH, já que pH =- log [H3O+]).Assim, a adição de cloreto de amónio vai pro-vocar diminuição do pH, pois faz aumentar aconcentração de H3O+. Contudo, não é possívelsaber se a solução obtida tem caráter ácido oubásico pois desconhecem-se as concentraçõesiniciais de H3O+e OH-, dado que desconhece-sea temperatura.

5.4.1. A equação química que traduz a autoionização

da água é:2 H2O (l) H3O+ (aq)+OH- (aq)

A expressão do produto iónico da água é:K w =[H3O+]e * [OH-]e

Atendendo ao gráfico, verifica-se que o valorda constanteK w aumenta com o aumento de


m (HCl)m (solução)(m/m) (HCl)* m (solução)

10030 * 1,2* 0,2

10030100

1,2* 0,21

K w[H3O+]

1,0* 10-14

1,58* 10-7

"@[H2PO4

-]e * [H3O+]e

[H3PO4]e

"@

"@

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Química


temperatura, isto é, com o seu aumento asconcentrações dos produtos da ionização daágua, H3O+ e OH- aumentam, o que traduz aevolução do sistema no sentido direto.

Atendendo ao princípio de Le Châtelier, quandose provoca uma perturbação ao sistema emequilíbrio, este evolui de modo a contrariar aperturbação a que foi sujeito. Assim, aumen-tando a temperatura, o sistema evolui no sen-tido direto; então, nesse sentido ocorreabsorção de energia, a reação é endotérmica,podendo assim concluir-se que a autoionizaçãoda água é um processo endotérmico.

5.4.2. Ler no gráfico o valor de K

w a 34 °C.

Por leitura gráfica, verifica-se queK w a 34 °Cé 2,0* 10-14

Determinar a [H 3O+ ] a 34 °C.pH =- log [H3O+] § [H3O+] = 10-pH§§ [H3O+] = 10(- 6,6) §§ [H3O+] = 2,51* 10-7 mol dm-3

Determinar a [OH - ] a 34 °C.

K w = [H3O+] * [HO-] § [OH-] = §

§ [OH-] = §

§ [OH-] = 7,97* 10-8 mol dm-3

Determinar o pOH a 34 °C. pOH =- log [HO-] §

§ pOH =- log 7,97* 10-8 §§ pOH = 7,1

O pOH da água dessa piscina a 34 °C é 7,1.

6. Água, água e… mais água…

6.1. A frase indicada faz referência ao facto de ape-sar de existir muita água no planeta Terra ape-nas uma fração muito pequena (cerca de0,01%) pode ser consumida pelo ser humano.

Apesar de a Terra ser considerada o planetada água (Planeta Azul), a quase totalidadeexistente é salgada (cerca de 97,5%). Dos res-tantes, cerca de 2,5% constituem a parcela deágua doce e 99,6% não são aproveitáveis, umavez que se situam em glaciares e placas degelo (Gronelândia e Antártida) ou no interiorda crusta terrestre (águas profundas). Assim,

a água realmente disponível para consumo(lagos, pântanos, rios,…) representa uma parteínfima de toda a água existente na Terra (cercade um centésimo de 1%).

6.2. A expressão do texto que justifica o facto de aágua do mar não ser adequada ao consumopelos seres vivos terrestres é:“Como a água do mar é corrosiva e tóxica para

os animais e plantas terrestres.”6.3. Uma expressão equivalente a “água para beber”será “água potável”.

6.4.1.A água mais ácida é a Z, pois é aquela queapresenta menor valor de pH. O pH é dadopela expressão pH =- log [H3O+]. Assim,quanto menor o pH, para a mesma tempera-tura, maior a concentração de H3O+ e maior aacidez.

6.4.2.

Uma água é tanto mais dura quanto maior fora quantidade de ião cálcio existente num dadovolume de solução.As águas duras não favorecem a formação deespuma quando se utiliza sabonete ou sabão.

Assim, a água que se “oporá” menos à forma-ção de espuma será aquela que apresentaruma menor concentração de catião cálcio(Ca2+), pelo que será a água Z.

6.4.3.1.A sílica será uma substância composta pois é

constituída por átomos de mais do que um ele-mento químico.6.4.3.2.

Indicar o volume de água na garrafa de água X.

V garrafa de água X= 0,5 dm3

Determinar a massa de sílica existentenuma garrafa de água X.

cm = § m (SiO2) =cm * V §

§ m (SiO2) = 16,8*0,5§ m (SiO2) = 8,4 mg A massa de sílica existente numa garrafa de

água X é 8,4 mg.6.4.4.

(A)Carbonato de lítio – Li2CO3

(B)Sulfato de potássio – K2SO4

(C)Fosfato de amónio – (NH4)3PO4

(D)Hidróxido de magnésio – Mg(OH)2

(E)Sulfureto de ferro (III) – Fe2S3

(F)Brometo de alumínio – AlBr3

6.5.1.

2 H2O (l) H3O+

(aq)+OH-

(aq)6.5.2.A afirmação é verdadeira. Tendo em conside-ração a informação contida no gráfico, o valor

K w[H3O+]

2,0* 10-14

2,51* 10-7

m (SiO2)V

"@

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15

Química


do produto iónico da água,K w, a 60 °C é supe-rior ao valor do produto iónico da água a 25 °C.Quanto maior o valorK w, maior a concentraçãode H3O+, poisK w = [H3O+] * [OH-].

Em água, a concentração de H3O+

é igual àconcentração de OH- .Se [H3O+] = [OH-] pode reescrever-se o pro-duto iónico da água como,K w = [H3O+]2 o quepermite dizer que em água [H3O+] =V√ K √

w. Jus-tifica-se, assim, que em água, quanto maior ovalorK w maior a concentração de H3O+ e deOH- , pois estas são iguais.

Realça-se que apesar do pH diminuir com o au-mento de temperatura, a acidez da água nãovaria porque a concentração de OH- também au-

menta e mantêm-se a condição [H3O+] = [OH-].6.5.3. (A)Afirmação falsa. Tendo em consideração o

Princípio de Le Châtelier, quando a um sistemaem equilíbrio se causa uma perturbação, estereage no sentido de contrariar a perturbaçãoa que foi sujeito. Assim, aumentando a tempe-ratura de um sistema em equilíbrio este evoluino sentido endotérmico (sentido que ocorre comconsumo/absorção de energia). De acordo coma leitura gráfica, quando a temperatura aumenta,o produto iónico da água,K w= [OH-]*[H3O+], au-menta, o que indica que o sistema evolui nosentido que conduz ao aumento da concentra-ção dos iões, ou seja, no sentido direto. Assim,a autoionização da água é um processo endo-térmico.

(B)Afirmação falsa. Determinar a concentração de H 3O+ em

água a 25 °C. Por leitura gráfica verifica-se que

K w(25°C) = 1,0* 10-14

Em água [H3O+] = [HO-].[H3O+] = [HO-] ± K w = [H3O+]2

[H3O+] =V√ K √ w § [H3O+] =V√ 1, √ 0 √ * √ 1 √ 0 √ -14 §

§ [H3O+] = 1,0* 10-7 mol dm-3

Determinar o pH da solução. pH =- log [H3O+]

pH =- log (1,0* 10-7) § pH = 7 O pH da água é 7,0, à temperatura de 25 °C. (C)Afirmação falsa. Por leitura gráfica, veri-

fica-se que o produto iónico da água,K w, a

50 °C é superior ao produto iónico da água, a25 °C, o que significa que a 50 °C a concentra-ção dos iões H3O+ e OH- é superior. Tal indicaque, a essa temperatura, o equilíbrio de autoio-

nização da água está mais deslocado no sen-tido da formação dos iões e, portanto, a autoio-nização da água a 50 °C é mais extensa do quea 25 °C.

(D)Afirmação correta. Determinar a concentração de OH - em águaa 60 °C.

Por leitura gráfica verifica-se queK w(60°C) = 10,0* 10-14

Em água [H3O+] = [OH-].[H3O+] = [OH-] ± K w = [OH-]2

[OH-] =V√ K √ w § [OH-] =V√ 1 √ 0, √ 0 √ * √ 1 √ 0 √ -14 §

§ [OH-] = 3,16* 10-7 mol dm-3

Determinar o pOH da solução. pOH =- log [OH-] §

§ pOH =- log (3,16* 10-7) § pOH = 6,5 A 60 °C, o pOH da água é 6,5, ou seja, é menor

do que 7.6.5.4.

Estabelecer equação química que traduz aionização do ácido clorídrico em água.

O ácido clorídrico é um ácido muito forte queem solução aquosa se encontra totalmente io-nizado de acordo com a equação química:

HCl (aq)+H2O (l) " H3O+ (aq)+Cl- (aq) Determinar a quantidade H 3O+ . De acordo com a estequiometria da reação

n(H3O+) =n(HCl)

[HCl] = § n(HCl) = [HCl]* V

n(HCl) = 0,030*V § n(HCl) = 0,030V (mol) n(H3O+) =n(HCl)§ n(H3O+) = 0,030V (mol) Determinar a concentração de H 3O+ .

[H3O+] = § [H3O+] = §

§ [H3O+] = 0,030 mol dm-3

Determinar a concentração de OH - . Por leitura gráfica, verifica-se que

K w (50°C) = 5,0* 10-14

K w = [OH-] * [H3O+] §

§ [OH-] = §

§ [OH-] = §

§ [OH-] = 1,67* 10-12 mol dm-3

Determinar o pOH da solução.

pOH =- log [OH-

] §§ pOH =- log (1,67* 10-12) § § pOH = 11,8 O pOH da solução é 11,8.

n(HCl)V

0,030V

V

n(H3O+)V

K w[H3O+]5,0* 10-14

0,030

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16

Química


6.6.1.A 25 °C, uma solução é básica se o seu pH formaior do que 7 e é ácida se o pH for menor doque 7.

A 25 °C, a água do mar possui pH maior do que7, pelo que terá caráter químico alcalino ou bá-sico.A 25 °C, a água da chuva possui pH menor doque 7, pelo que terá caráter químico ácido.

6.6.2.O gás responsável pelo valor do pH da água dachuva é o dióxido de carbono (CO2), no caso daágua da chuva não poluída.

No caso da água da chuva poluída teremos,também, a acidez causada por óxidos de azoto

e de enxofre.6.7.1.

Uma vez que os ácidos são todos monopróti-cos, pode dizer-se que, quanto maior é o valorda constante de acidez,K a de um ácido, maiora sua força como ácido. Assim, dos ácidosapresentados, o mais forte é o ácido meta-noico e o mais fraco é o ácido cianídrico. Porordem crescente da sua força relativa, ter-se-á então ácido cianídrico, ácido etanoico e ácidometanoico.

6.7.2.Quanto mais forte é um ácido (quanto maior é ovalor da sua constante de acidez,K a) mais fracoé o poder da sua base conjugada (menor é ovalor da constante de basicidade,K b). Assim, abase que se apresenta mais forte, em soluçãoaquosa, é a base conjugada do ácido mais fraco,ou seja, o ácido cianídrico. Então, a base que seapresenta mais forte, em solução aquosa, é oanião cianeto (CN-), que é a base conjugada do

ácido cianídrico.6.7.3.1.

HCOOH (aq)+H2O (l) H3O+(aq)+HCOO- (aq).6.7.3.2.

Determinar a quantidade de H 3O+ formadoquando se atinge o equilíbrio de ionizaçãodo ácido metanoico, admitindo um volumede solução de 1,0 dm 3.

*A quantidade inicial de H3O+ não é zero, devido à au-toionização da água. No entanto, a quantidade de H3O+

proveniente da autoionização da água é muito pequenaquando comparada com a proveniente da ionização doácido. Por isso, pode considerar-se praticamente zeroe assim desprezar-se a quantidade inicial de H

3O+, pois

é a proveniente da autoionização da água.

pH =- log [H3O+] § [H3O+] = 10-pH

[H3O+] = 10(- 3,0) §§ [H3O+] = 1,0* 10-3 mol dm-3

[H3O+] = § n(H3O+) = [H3O+] * V §

§ n(H3O+) = 1,0* 10-3 * 1,0§§ n(H3O+) = 1,0* 10-3 molDeterminar a quantidade inicial de ácido

metanoico. x = n(H3O+) = 1,0* 10-3 mol

K c = §

*

§ K c = §

*

§ K c = §

§ 1,80* 10-4 = §

§ 1,80*10-4 * (y- 1,0*10-3) = (1,0*10-3)2 § § 1,80*10-4 *y- 1,8*10-7 = 1,0*10-6 §

§ 1,80* 10-4 * y = 1,18* 10-6 §

§ y = § y = 6,6* 10-3

y =n(HCOOH)inicial= 6,6* 10-3 mol

Determinar a concentração inicial de ácidometanoico.

[HCOOH]inicial= §

[HCOOH]inicial= §

§ [HCOOH]inicial= 6,6* 10-3 mol dm-3

A concentração inicial do ácido metanoico era6,6* 10-3 mol dm-3.

6.7.4.

A afirmação é verdadeira, pois para dispô-laspor ordem crescente do seu valor de pH seriatambém necessário conhecer a concentraçãoinicial dos respetivos ácidos.

"@

n(H3O+)V

[H3O+]e* [HCOO-]e

[HCOOH]e

n(HCOO-)e

V

n(H3O+)e

V

n(HCOOH)e

V

1,0* 10-3

1,01,0* 10-3

1,0

y - 1,0* 10-3

1,0(1,0* 10-3)2

y - 1,0* 10-3

1,18* 10-6

1,80* 10-4

n(HCOOH)inicial

V

6,6* 10-3

1,0

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HCOOH (aq)+ H2O (l) "@ HCOO- (aq) + H3O+ (aq)

n i/mol y — 0 ]0*

Variação - x — + x + x

neq/mol y - x — x x



17

Química


6.8.1. Determinar a quantidade de CH 3COOH admi-

tindo um volume de solução de 1,0 dm 3.

[CH3COOH] = §

§ n(CH3COOH) = [CH3COOH]* V §§ n(CH3COOH) = 0,02* 1,0§§ n(CH3COOH) = 0,02 mol

Determinar a quantidade de H 3O+ formadoquando se atinge o equilíbrio de ionizaçãodo ácido.

*A quantidade inicial de H3O+ não é zero devido à au-toionização da água. No entanto, a quantidade de H3O+

proveniente da autoionização da água é muito pequenaquando comparada com a proveniente da ionização doácido. Por isso, pode considerar-se praticamente zeroe assim desprezar-se a quantidade inicial de H3O+, poisé a proveniente da autoionização da água.

K c =

*

§ K c = §

*

§ K c = §

§ 1,8* 10-5 =

1,8* 10-5 (0,020- x ) = x 2 §§ x 2 +1,8* 10-5 x - 3,6* 10-7 = 0

x = 5,9* 10-4 ou x = - 6,0 * 10-4 (este valornão tem significado físico)Determinar a concentração de H 3O+ .

n(H3O+) = 5,9* 10-4 mol

[H3O+]e = § [H3O+]e = §

§ [H3O+]e = 5,9* 10-4 mol dm-3

A concentração de iões H3O+ na referida solu-ção de ácido acético é 5,9* 10-4 mol dm-3.

6.8.2.

(B) Como a concentração dos ácidos é amesma e os ácidos são ambos monopróticos,a quantidade de H3O+ formada na ionização étanto maior quanto maior for a constante de

acidez,K a. Assim, a quantidade de H3O+ for-mada será maior no caso do ácido acético, poisa sua constante de acidez é superior à do ácidocianídrico. Quanto maior for a quantidade deH

3O+ formada maior será a sua concentração

e menor será o pH, pelo que a solução queapresentará menor pH é a de ácido acético.

6.9. (D) O cianeto de sódio (NaCN) em soluçãoaquosa sofre dissociação de acordo com aequação:

NaCN (aq) " Na+ (aq)+CN- (aq) O ião Na+ tem comportamento ácido-base neu-

tro enquanto que o anião CN- tem comporta-mento básico, pois é a base conjugada de umácido fraco. Assim, essa solução vai apresentarcaráter básico pelo que [H

3O+] < [OH-].

6.10.1.(A)Trata-se de uma titulação ácido forte-baseforte pelo que o pH no ponto de equivalência éo correspondente ao de uma solução com ca-ráter químico neutro, pelo que [H3O+] = [OH-].

Durante a titulação, o valor do pH vai dimi-nuindo, pois até se atingir o ponto de equiva-lência está a ser adicionado um ácido forte auma base forte, pelo que a quantidade de OH-

vai sendo menor, o mesmo acontecendo como valor do pH.

6.10.2.Estabelecer a equação que traduz a titula-ção em estudo.

HNO3 (aq)+KOH (aq) " KNO3 (aq)+H2O (l) Determinar a quantidade de HNO 3. V solução de HCl= 12,5 cm3 §

§ V solução de HCl= 12,5* 10-3 dm3

[HCl] = § n(HCl) = [HCl]*V solução§

§ n(HCl) = 0,20* 12,5* 10-3 §§ n(HCl) = 2,5* 10-3 mol

Determinar a quantidade de KOH.Atendendo á estequiometria da reação:n(KOH) =n(HCl)

n(KOH) =n(HCl)§ n(KOH) = 2,5* 10-3 mol Determinar a concentração de KOH. V solução de KOH= 25,0 cm3 §

§ V solução de KOH= 25,0* 10-3 dm3

[KOH] = §

§ [KOH] = §

§ [KOH] = 0,10 mol dm-3

A concentração da solução de hidróxido de po-tássio é 0,10 mol/dm3.

x 2

0,020 - x

5,9* 10-4

1,0n(H3O+)

V

[H3O+]e* [HCOO-]e

[HCOOH]e

n(HCOO-)e

V

n(H3O+)e

V

n(HCOOH)e

V

x

1,0 x

1,00,020- x

1,0

n(HCl)V solução

n(KOH)V solução de KOH

n(CH3COOH)

V

2,5* 10-3

25,0* 10-3

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CH3COOH (aq)+ H2O (l) "@ HCOO- (aq) + H3O+ (aq)

n i/mol 0,020 — 0 ]0*

Variação - x — + x + x

neq/mol 0,020 - x — x x



18

Química


07. Dos hidrocarbonetos aos combustíveis

7.1. (B)7.2.1. A fórmula de estrutura do butano é:

E a do propano é:

7.2.2. (D) Determinar a quantidade de butano em

12,2 dm 3, nas condições PTN.

n(C4H10) = § n(C4H10) = §

§ n(C4H10) = 0,500 mol Determinar a quantidade de átomos de H

em 12,2 dm 3, nas condições PTN. n(H) = 10* n(C4H10) §

§ n(H) = 10* 0,500§ n(H) = 5,00 mol Determinar o número de átomos de H em

12,2 dm3

, nas condições PTN. N (H) =n(H)* N A §§ N (H) = 5,00* 6,02* 1023 átomos de H.

7.2.3. Determinar a energia absorvida para rom-

per as ligações em uma mole de butano. E abs. = 3E diss.(C-C)+10E diss.(C-H)§

§ E abs. = 3* 346 +10 * 413§§ E abs. = 5168 kJ mol-1

E abs. = 5,17*103 kJ mol-1

Determinar a energia absorvida para rom-

per as ligações em uma mole de propano. E abs. = 2E diss.(C-C)+8E diss.(C- H)§

§ E abs. = 2* 346 +8 * 413§§ E abs. = 3996 kJ mol-1

E abs. = 4,00* 103 kJ mol-1

Fica assim demonstrado que a energia postaem jogo na dissociação das ligações de umamole de butano (5,17* 103 kJ mol-1) é maiordo que na dissociação das ligações de igualquantidade de propano (4,00* 10 3 kJ mol-1).

7.2.4.

Determinar a quantidade de butano. M r(C4H10) = 4Ar(C)+10 Ar(H)

M r(C4H10) = 4* 12,01+10 * 1,01§

§ M r(C4H10) = 58,14M (C4H10) = 58,14 g mol-1

n(C4H10) = §

§ n(C4H10) = § n(C4H10) = 2,580 mol

Determinar o reagente limitante. Tendo em conta a estequiometria da reação

n(O2) = n(C4H10)§ n(O2) = * 2,580§

§ n(O2) = 16,77 mol Para que 2,580 mol de C4H10 reagissem com-

pletamente, seriam necessários 16,77mol deO2. Como existem 22,5 mol de O2 (quantidadesuperior á necessária), o O

2está em excesso e

o butano é o reagente limitante. Determinar a quantidade de CO 2 teorica-

mente previsto (rendimento de 100%). De acordo com estequiometria da reação:

n(CO2)t.p. = n(C4H10) §

§ n(CO2)t.p. = * 2,580§

§ n(CO2)t.p. = 10,32 mol Determinar a quantidade de CO 2 realmente

obtida.

n(CO2)r.o.= § n(CO2)r.o.= §

§ n(CO2)r.o.= 5,58 mol Determinar o rendimento.

h = * 100 § h = * 100 §

h = 54,1% O rendimento da reação é 54,1%.7.3.1.

7.3.2. (C)

Determinar o quociente da reação. De acordo com a estequiometria da reação, as

quantidades formadas de monóxido de car-bono e de oxigénio são iguais.

Q = § Q = §

§ Q = 1,0* 10-4

Como o valor do quociente da reação é dife-rente (maior) que o valor da constante de equi-líbrio,Q > K c, o sistema não se encontra emequilíbrio.

m (C4H10)M (C4H10)

150,058,14

132

132

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

H

H

C

H

H

C

H

H

C

H

H

12,222,4

V (C4H10)V m

82

82

125,022,4

V (CO2)r.o.

V m

5,5810,32

n(CO2)r.o.

n(CO2)t.p.

O C O: :xx

xx

:

:

:

:

(10-5)2 * (10-2)(10-4)2

[CO]2 * [O2][CO2]2

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19

Química


Para que o sistema atinja o equilíbrio, o quo-ciente da reação terá de diminuir até igualar ovalor da constante de equilíbrio. Para que talse verifique, as concentrações de monóxido de

carbono e de oxigénio têm de diminuir e a dedióxido de carbono aumentar. Tal verifica-sequando o sistema evolui no sentido inverso.

7.3.3. (A) Afirmação verdadeira. A reação ocorre

com absorção de energia poisD H > 0; logo, areação é endoenergética.

(B)Afirmação falsa. O valor da constante deequilíbrio só depende da temperatura.(C)Afirmação falsa. Tendo em consideração oPrincípio de Le Châtelier, quando se causauma perturbação ao sistema, este evolui deforma a contrariar a perturbação a que foi su-

jeito. Assim, adicionando vapor de água ao sis-tema, este evolui no sentido inverso para queocorra consumo de vapor de água.

(D)Afirmação falsa. Tendo em consideração oPrincípio de Le Châtelier, quando se causauma perturbação ao sistema, este evolui deforma a contrariar a perturbação a que foi su-

jeito. Assim, quando se diminui a pressão do

sistema reacional este evolui no sentido queocorre com aumento da quantidade contida nafase gasosa, aumentando a pressão. Comoeste sistema evolui de reagentes para produ-tos da reação sem que ocorra alteração daquantidade na fase gasosa, não vai ser sensí-vel a variações de pressão, isto é, as variaçõesde pressão não constituem perturbação paraeste equilíbrio.

(E) Afirmação falsa. Este sistema não é afe-tado por variações de volume, porque as alte-

rações de volume traduzem-se numa alteraçãode pressão. Um aumento de volume provocauma diminuição de pressão e uma diminuiçãode volume provoca um aumento de pressão.

(F)Afirmação verdadeira. Este sistema reacionalé endotérmico, ou seja, a reação ocorre com ab-sorção de energia poisDH > 0. Tendo em consi-deração o Princípio de Le Châtelier, se seaumentar a temperatura para 500 K, o sis-tema evolui no sentido da reação endotérmicapara que ocorra absorção de energia. Nestecaso, tal verifica-se quando o sistema progrideno sentido direto, aumentando a concentraçãodos produtos da reação e diminuindo a con-

centração dos reagentes, o que conduz a umaumento da constante de equilíbrio.(G)Afirmação falsa. Tendo em consideração oPrincípio de Le Châtelier, removendo hidrogé-

nio do sistema, este evolui no sentido inversopara que ocorra formação de hidrogénio. (H)Afirmação falsa. Para aumentar o rendi-

mento da reação terá de se introduzir pertur-bações que conduzam à evolução do sistemano sentido direto e, das sugestões indicadas,apenas a remoção de vapor de água conduz àevolução do sistema no sentido direto. Destemodo, removendo vapor de água do sistema,este evolui no sentido direto para que ocorraformação de vapor de água, mas diminuindo a

temperatura, o sistema irá deslocar-se no sen-tido da reação exotérmica (a que ocorre comlibertação de energia), o que neste caso se ve-rifica quando ocorre evolução do sistema nosentido inverso. Como não se sabe qual dos fa-tores é predominante, a afirmação é classifi-cada falsa.

7.4. Determinar a quantidade de cada consti-tuinte no equilíbrio.

V sistema = 2,0 L§ V sistema = 2,0 dm3

n(NO2)e = 0,0044 mol

2 x = 0,0044 mol§ x = §

§ x = 0,0022 mol.n(O2)e = 0,06- 0,0022§§ n(O2)e = 5,78* 10-2 mol

.n(NO2)e = 0,04- (2* 0,0022)§§ n(NO)e = 3,56* 10-2 mol .n(NO2)e = 4,4* 10-3 mol

Determinar a concentração de cada compo-nente no equilíbrio.

[O2]e = § [O2]e = §

§ [O2]e =2,89* 10-2 mol dm-3

[NO]e = § [NO]e = §

§ [NO]e= 1,78* 10-2 mol dm-3

[NO2]e = § [NO2]e = §

§ [NO2]e = 2,2* 10-3 mol dm-3

0,00442

5,78* 10-2

2,0n(O2)e

V

3,56* 10-2

2,0n(NO)e

V

4,4 * 10-3

2,0n(NO2)e

V

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2 NO (g) "@ O2 (g) + 2 NO2 (g)

ni/ mol 0,04 0,06 0

Variação -2 x - x +2 x

neq/mol 0,04 - 2 x 0,06- x 0,0044



20

Química


Estabelecer a expressão da constante deequilíbrio.

K c =

Determinar K C a 298,15 K. K c = §

§ K c = 5,3* 10-1

A constante de equilíbrio à temperatura a quedecorreu a reação é 5,3* 10-1.

8. Transferindo eletrões8.1. Nas reações oxidação-redução ou, mais sim-

plesmente, reações redox ocorre transferênciade eletrões entre espécies.

No conceito atual de oxidação-redução, define--se como oxidação: processo no qual uma es-pécie química perde eletrões.

Redução: processo no qual uma espécie quí-mica ganha eletrões.

Um átomo, molécula ou ião oxida-se quandoperde eletrões. Um átomo molécula ou iãoreduz-se quando ganha eletrões.

Não podem ocorrer processos de oxidação ouredução isoladas.

Para que uma substância se oxide, perdendo

eletrões, tem de estar na presença de outraque aceite esses eletrões, e que, por sua vezse reduza.

As reações de oxidação-redução ocorrem emsimultâneo e o número de eletrões ganho naredução tem de ser igual ao libertado na oxi-dação.

8.2. O ferro quando exposto ao ar sofre corrosão,sendo oxidado pelo oxigénio atmosférico. Esteprocesso vai transformando o ferro em óxidode ferro e degradando as grades e portões deferro. Para evitar esta corrosão pintam-se por-tões e grades, dificultando deste modo o seucontacto com o oxigénio atmosférico, impe-dindo, assim a oxidação do ferro que pode serexplicada de forma simplificada como um pro-cesso que ocorre em duas fases. Numa primeirafase, o oxigénio oxida o ferro a catião ferro (II)

2 Fe (s) + O2 (g) + 4 H3O+ (aq) " 2 Fe2+ (aq) + 6 H2O (l) Numa segunda fase, o catião ferro (II) é oxi-

daddo a catião ferro (III). Estes óxidos não sãoaderentes nem protetores, como no caso dochumbo ou alumínio. São higroscópicos absor-vendo a água, que contribui para que ocorraprogressivamente maior corrosão.

8.3. X (s)+Ag+ (aq) " Ag (s)+X+ (aq) Objeto que se pretende prateado8.4.n.o. 1 6 -2 0 2 6-2 0

H2SO4 (aq) + Zn (s)— ZnSO4 (aq) + H2 (g)

A reação é redox pois ocorre com variação dosnúmeros de oxidação de algumas espéciesnela envolvidas. O hidrogénio evolui de reagen-tes para produtos com diminuição do seu nú-mero de oxidação (Dn.o. (H)< 0)

Dn.o.(H) = n.o. (H)f - n.o.(H)i §§ Dn.o.(H) = 0- 1 § Dn.o.(H) =- 1

O zinco evolui de reagentes para produtos com

aumento do seu número de oxidação(Dn.o. (Zn)> 0)

Dn.o.(Zn) = n.o.(Zn)f - n.o.(Zn)i §§ Dn.o.(Zn) = 2- 0 § Dn.o.(Zn) = 2

8.5.1. Sistema (I): ocorre reação pois o poder redutor

do zinco é superior ao do cobre. Assim, ocorrea reação química traduzida pela equação:Zn (s)+Cu2+ (aq) " Cu (s)+Zn2+ (aq)

Sistema (II): não ocorre reação pois o poder re-dutor do cobre é inferior ao do zinco.

Cu (s)+Zn2+ (aq) " não ocorre reação Sistema (III): não ocorre reação, pois o poder

redutor do cobre é superior ao da prata. Ag (s)+Cu2+ (aq) " não ocorre reação Sistema (IV); ocorre reação, pois o poder redu-

tor do cobre é superior ao da prata. Assim,ocorre a reação traduzida pela equação:Cu (s)+2 Ag+ (aq) " 2 Ag (s)+Cu2+ (aq)

8.5.2. Sistema (I) verifica-se: – deposição de cobre sólido sobre a placa de

zinco, já que o catião cobre(II) sofreu reduçãooriginando cobre metálico, que se depositasobre a placa de zinco.

– diminuição da intensidade da cor azul da so-lução. O que origina a cor azul da solução é apresença de catião cobre (II). À medida que areação ocorre, a quantidade de catião cobre (II)em solução diminui porque se transforma emcobre metálico. A diminuição da quantidade decatião cobre (II) em solução diminui a intensi-

dade da coloração azul. Sistema (IV) verifica-se: – deposição de prata metálica sobre a placa de

cobre, já que o catião prata (I) sofreu redução

[NO2]e2

[O2]e * [NO]e2

(2,2* 10-3)2

(1,78* 10-2)2 * (2,89* 10-2)

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oxidaçãoredução



21

Química


originando prata metálica, a qual se depositana placa de cobre.

– intensificação da cor azul da solução. O queorigina a cor azul da solução é a presença de

catião cobre (II). À medida que a reação ocorre,a quantidade de catião cobre (II) em solução au-menta, porque o cobre metálico transforma-seem catião cobre (II). O aumento da quantidadede catião cobre (II) em solução intensifica a suacoloração azul .

8.5.3. Para uma dada espécie, quanto menor for o

seu poder redutor maior será o seu poder oxi-dante.

Tendo em atenção a informação contida na

série eletroquímica, verifica-se que a prata é ometal que apresenta menor poder redutor. Sea prata é dos três metais aquele que possuimenor poder redutor, será o que possui maiorpoder oxidante.

8.5.4. Para o sistema (I), os pares conjugados de oxi-

dação-redução são: Zn2+/Zn e Cu2+/Cu.Para o sistema (IV), os pares conjugados deoxidação-redução são: Cu2+/Cu e Ag+/Ag.

8.5.5. (D)Quanto maior for o poder redutor de um

metal, menor é o poder oxidante do respetivocatião.

8.6. O ácido clorídrico reage com o zinco mas nãoreage com a prata, porque o poder redutor dozinco é superior ao da prata. Assim, o zincometálico é um redutor suficientemente fortepara reduzir o catião hidrogénio (H+) a hidrogé-nio gasoso (H2).

Zn (s)+2 HCl (aq) " Zn2+(aq)+2 Cl- (aq)+H2 (g) Como o poder redutor da prata é inferior ao

poder redutor do hidrogénio, a reação seguintenão ocorre.

Ag (s)+HCl (aq) " não ocorre reação8.7.1. A série eletroquímica permite concluir que o

poder redutor do ferro é superior ao poder redu-tor do cobre. Assim, quando se mergulha umprego de ferro numa solução de sulfato de cobre,será de prever que o ferro seja oxidado e o cobreseja reduzido, de acordo com a equação química:

Fe(s)+Cu2+

(aq) " Cu (s) + Fe2+

(aq) Verifica-se, assim, deposição de uma camada decobre metálico sobre o prego de ferro e umaatenuação da coloração azul da solução. O que

origina a cor azul da solução é a presença de ca-tião cobre (II). À medida que a reação ocorre, aquantidade de catião cobre (II) em solução dimi-nui porque se transforma em cobre metálico. A

diminuição da quantidade de catião cobre (II) emsolução atenua a intensidade da coloração azul.8.7.2. A série eletroquímica permite concluir que o

poder redutor do cobre é inferior ao poder redu-tor do ferro. Assim, quando se mergulha um fiode cobre numa solução de sulfato de ferro (II),será de prever que não ocorra reação porque ocobre não é um redutor suficientemente fortepara reduzir o catião ferro a ferro metálico.

Cu (s)+Fe2+ (aq) " não ocorre reação8.8.8.8.1. (C)O n.o. do vanádio no ião, VO3

– é mais cincoporque a soma algébrica dos números de oxi-dação de todos os átomos que constituem umião é igual à carga do ião e porque o número deoxidação do oxigénio é menos dois excepto nosperóxidos em que é menos um.

n.o.(V)V03– + 4* n.o. (O)V03

– = –1§ § n.o.(V)V03

– + 3* (–2) = –1§ § n.o.(V)V03

– = –1 + 6§ § n.o.(V)V03

– = 5 O n.o. do vanádio no ião [VO(H20)5]2+é mais qua-

tro porque a soma algébrica dos números deoxidação de todos os átomos que constituemum ião é igual à carga do ião, porque o númerode oxidação do oxigénio é menos dois excetonos peróxidos em que é menos um e porque onúmero de oxidação do hidrogénio é um ex-cepto nos hidretos em que é menos um.

n.o.(V)[VO(H2O)5]2+ + 6* n.o.(O)[VO(H2O)5]2+ ++ 10* n.o.(H)[VO(H2O)5]2+ = +2

n.o.(V)[VO(H2O)5]2+ + 6* (–2) + 10* (1) = +2§ § n.o.(V)[VO(H2O)5]2+ –12 + 10 = +2 n.o.(V)[VO(H2O)5]2+ = +2 + 12 – 10§ § n.o.(V)[VO(H2O)5]2+ = +4

O n.o. do vanádio no ião [V(H20)6]3+ é mais qua-tro porque a soma algébrica dos números deoxidação de todos os átomos que constituemum ião é igual à carga do ião, porque o númerode oxidação do oxigénio é menos dois excetonos peróxidos em que é menos um e porque onúmero de oxidação do hidrogénio é um ex-cepto nos hidretos em que é menos um.

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22

Química


n.o.(V)[VO(H2O)6]3+ + 6* n.o.(O)[VO(H2O)6]3+ ++ 12* n.o.(H)[VO(H2O)6]3+ = +3

n.o.(V)[VO(H2O)6]3+ + 6* (–2) + 12* (1) = +3§ § n.o.(V)[VO(H2O)6]3+ –12 + 12 = +3

n.o.(V)[VO(H2O)6]3+ = +3 + 12 – 12§ § n.o.(V)[VO(H2O)6]3+ = +3 O n.o. do vanádio no ião [V(H20)6]2+ é mais qua-

tro porque a soma algébrica dos números deoxidação de todos os átomos que constituemum ião é igual à carga do ião, porque o númerode oxidação do oxigénio é menos dois excetonos peróxidos em que é menos um e porque onúmero de oxidação do hidrogénio é um ex-cepto nos hidretos em que é menos um.

n.o.(V)[VO(H2O)6]

2+ + 6* n.o.(O)[VO(H2O)6]

2+ ++ 12* n.o.(H)[VO(H2O)6]2+ = +2

n.o.(V)[VO(H2O)6]2+ + 6* (–2) + 12* (1) = +3§ § n.o.(V)[VO(H2O)6]2+ –12 + 12 = +2 n.o.(V)[VO(H2O)6]2+ = +2 + 12 – 12§ § n.o.(V)[VO(H2O)6]2+ = +2 VO3

– (amarelo)→ [VO(OH2)5]2+ (azul)→

→ [V(OH2)6]3+ (verde)→ [V(OH2)6]2+ (violeta)8.8.2.1. (D)O n.o. do enxofre, no composto dióxido de

enxofre (S02) é mais quatro porque a soma al-gébrica dos números de oxidação de todos osátomos que constituem uma molécula neutra éigual a zero (regra da electroneutralidade) e por-que o número de oxidação do oxigénio é menosdois exceto nos peróxidos que é menos um.

2* n.o.(O)SO2+ n.o.(S)SO2

= O§ § 2 * (–2) + (S)SO2

= O§ n.o.(S)SO2= 4

O n.o. do enxofre, no composto dióxido de en-xofre (S03) é mais seis porque a soma algébrica

dos números de oxidação de todos os átomosque constituem uma molécula neutra é igual azero (regra da electroneutralidade) e porque onúmero de oxidação do oxigénio é menos doisexceto nos peróxidos que é menos um.

2* n.o.(O)SO3+ n.o.(S)SO3

= O§ § 3 * (–2) + (S)SO3

= O§ n.o.(S)SO3= 6

8.8.2.2. Determinar o número de oxidação do vaná-

dio no composto V 20 5. O n.o. do vanádio, no composto V

20

5é mais

cinco porque a soma algébrica dos números deoxidação de todos os átomos que constituemuma molécula neutra é igual a zero (regra da

electroneutralidade) e porque o número de oxi-dação do o xigénio é me nos dois exceto nosperóxidos que é menos um .

5 * n.o.(O)V2O5+ 2* n.o.(V)V2O5

= 0§ § 5 * (–2) + 2* (S)V2O5

= 0§ § n.o.(S)V2O5

= § n.o.(S)V2O5= 5

9. Reações de precipitação

9.1. A hidroxiapatite é o sal Ca5(PO4)3OH. A sua dis-sociação pode ser traduzida pela equação:

[Ca5(PO4)3]OH " 5 Ca2+ +3 PO43- +OH-

Os iões presentes na hidroxiapatite são o ca-tião cálcio (Ca2+), o anião fosfato (PO43-) e oanião hidróxido (OH-), a sua proporção de com-binação é 5:3:1.

9.2. O sulfato de bário é utilizado como meio dediagnóstico de problemas no tubo digestivo.

9.3. (A)Afirmação falsa. O produto de solubilidade(K s) é uma constante de equilíbrio pelo que oseu valor só depende da temperatura.

(B)Afirmação falsa. O produto de solubilidade(K s) é uma constante de equilíbrio pelo que oseu valor só depende da temperatura. A solu-bilidade de um sal pouco solúvel é que diminui

por adição de um sal solúvel com ião comumao primeiro.

(C)Afirmação falsa. A solubilidade de um sal emágua só depende da temperatura. A solubilidadede um sal em diferentes soluções depende dapresença de iões comuns ao sal e da presençade agentes que reajam com os iões presentes nosal. Assim, a solubilidade de um sal em presençade ião comum diminui relativamente à sua solu-bilidade em água. A solubilidade em presença deagentes que reajam com os iões presentes nosal, fazendo diminuir a sua quantidade, aumen-tam a solubilidade do sal relativamente à sua so-lubilidade em água.

(D)Afirmação verdadeira. A solubilidade deum sal pouco solúvel diminui por adição de umsal solúvel com ião comum ao primeiro.

(E)Afirmação falsa. A solubilidade de um salpouco solúvel não aumenta por adição de sol-vente, porque a solubilidade é uma quantidadepor unidade de volume. A solubilidade define-

-se como sendo a massa máxima de um salque é possível dissolver num dado volume (oumassa) de solvente. Assim, aumentando o vo-lume (massa) de solvente é possível dissolver

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Química


mais massa de soluto, sem que se altere a suasolubilidade.

(F) Afirmação falsa. A ordem da solubilidadedos sais, em água, coincide com a ordem dos

respetivos produtos de solubilidade, para umamesma temperatura, apenas se a estequiome-tria dos sais for a mesma, isto é, se a relaçãoentre a solubilidade e o produto de solubili-dade for igual.

(G)Afirmação verdadeira. O hidróxido de cál-cio é mais solúvel numa solução de NH4Cl doque em água pura, embora o respetivo produtode solubilidade só varie com a temperatura.

9.4.1. A afirmação é verdadeira, pois todos os sais

apresentados possuem moléculas de água in-corporadas na sua estrutura cristalina.

9.4.2.

9.4.3.1.

A afirmação é verdadeira. À temperatura deA = 40 °C, S (CuSO4. 5H2O) = 28,5 g /100 g deH2O, ou seja, a quantidade máxima deCuSO4. 5H2O que é possível dissolver em 100 g

de água é 28,5 g. Assim, a essa temperatura,a solução está saturada, pois a concentraçãodo CuSO4. 5H2O em solução aquosa coincidecom a solubilidade.

9.4.3.2. A afirmação é falsa. À temperatura de 60 °C,S (AlCl3. 6H2O) = 32,5 g/100 g de H2O, ou seja,a quantidade máxima de AlCl3. 6H2O que épossível dissolver em 100 g de água é 32,5 g.Assim, a essa temperatura a solução não estásaturada, pois a concentração do AlCl3. 6H2Oem solução aquosa é inferior à solubilidade.

9.4.3.3.A afirmação é falsa. À temperatura de 80 °C,S (BaCl2. 2H2O) = 52,4 g/100 g de H2O, ou seja,

a quantidade máxima de BaCl2. 2H2O que épossível dissolver em 100 g de água é 52,4 g.Assim, a essa temperatura a solução está so-bressaturada, pois a concentração do BaCl2. 2H2Oem solução aquosa é superior à solubilidade.

9.4.4.À temperatura de 100,0 °C, o sal mais solúvelé o CuSO4. 5H2O, pois é aquele em que é pos-sível dissolver uma maior massa, para amesma massa de solvente.

9.4.5.Determinar, por leitura gráfica, a solubili-dade do BaCl 2

. 2H 2O, a 65 °C. Pela leitura do gráfico, à temperatura de

65 °C, o valor máximo de BaCl2. 2H2O que sepode dissolver em 100 g de solvente é de48,0 g.Determinar, nestas condições, o valor má-ximo da massa de BaCl 2

. 2H2O que se podedissolver em 60 g de água.

= §

§ = §

§ m (BaCl2. 2H2O) = * 60 §

§ m (BaCl2. 2H2O) = 28,8 g9.5.1.

Prevê-se a formação de um precipitado, isto é,admite-se que ocorrerá precipitação.

9.5.2.

Determinar a solubilidade do cromato debário (BaCrO 4). BaCrO4 (s) Ba2+(aq) +CrO4

2- (aq) K s = [Ba2+]* [CrO4

2-] § K s = S * S §

48,0

100

m (BaCl2. 2H2O)

m (água)48,0100

m (BaCl2. 2H2O)60

48,0100

"@

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Química


§ K s = S 2 § S = V √ K s §§ S = V √ 1, √ 2 √ * √ 1 √ 0- √ 10 §

§ S = 1,1* 10-5 mol dm-3

Determinar a solubilidade do cromato deestrôncio (SrCrO

4).

SrCrO4 (s) Sr2+ (aq)+CrO42- (aq)

K s = [Sr2+] * [CrO42-] § K s = S * S §

§ K s = S 2 § S = V √ K s §§ S = V √ 3, √ 5 √ * √ 1 √ 0 √ -5 §

§ S =5,9* 10-3 mol dm-3

O sal que precipita primeiro é o cromato debário, pois é o sal menos solúvel, ou seja, é oque apresenta menor solubilidade.

9.5.3.Determinar a concentração de anião cro-mato quando o cromato de estrôncio co-meça a precipitar.

No instante em que o cromato de estrôncio co-meça a precipitar (admite-se que neste instantecomeça a precipitar mas ainda não precipitou eque a adição de solução de cromato não alteroude forma mensurável o volume de solução), aconcentração de ião estrôncio é 0,10 mol dm-3.Esse instante em que começa a precipitar masainda não precipitou é o instante limite da condi-ção de equilíbrio,Q = K s. Esta condição permitedeterminar a concentração de cromato, já quese conheceK s e a concentração de catião Sr2+

nesse instante.

K s = [Sr2+] * [CrO42-] § [CrO4

2-] = §

§ [CrO42-] = §

§ [CrO42-] =3,5* 10-5 mol dm-3

Determinar a concentração de catião bárioquando o cromato de estrôncio começa aprecipitar.

No instante em que o cromato de estrôncio co-meça a precipitar, a concentração de aniãocromato é 3,5* 10- 5 mol dm-3, e nesse ins-tante o sistema encontra-se em equilíbrio re-lativamente ao cromato de bário, pelo que,Q = K s; esta condição permite determinar aconcentração de catião bário, já que se co-nhece K s e a concentração de anião cromatonesse instante.

K s = [Ba2+]* [CrO42-] § [Ba2+] = §

§ [Ba2+] = §

§ [Ba2+] =3,4* 10-7 mol dm-3

A concentração do catião bário quando o cro-mato de estrôncio começa a precipitar é3,4* 10-7 mol dm-3.

9.6. A afirmação é verdadeira, pois a relação entre

a solubilidade dos sais só é igual à relação entreos produtos de solubilidade quando a estequio-metria dos sais é equivalente, ou seja, quandoa relação entre o produto de solubilidade e a so-lubilidade é igual para os diferentes sais.Determinar a solubilidade do cromato debário (BaCrO 4).

BaCrO4 (aq) Ba2+ (aq)+CrO42- (aq)

K s = [Ba2+] * [CrO42-] § K s = S * S §

§ K s =S 2 § S =V √ K s § S =V√ 1, √ 2 √ * √ 1 √ 0 √ -10 § § S = 1,1* 10-5 mol dm-3

Determinar a solubilidade do cromato deprata (Ag 2CrO4).

Ag2CrO4 (s) 2 Ag+ (aq)+CrO42- (aq)

K s = [Ag+]2 * [CrO42-] § K s = (2S )2 * S §

§ K s = 4S 3 § S 3 = §

§ S =3

V √ § S =

3

V §

§ S =6,9* 10-5 mol dm-3

Determinar a relação entre os produtos de

solubilidade.

= §

§ ] 92 §

§ K s(BaCrO4) ] 92 * K s(Ag2CrO4) Determinar a relação entre as solubilidades.

= §

§ ] 6,3§

§ S (Ag2CrO4) ] 6,3* S (BaCrO4) Mostrar que a relação entre as solubilida-

des e o K s é diferente para os dois sais.

Para o cromato de bário (BaCrO4): K s = S 2 § S =V √ K s Para o cromato de prata (Ag2CrO4):

K s = 4S 3 § S 3 = S 3 = § S =3

V √

9.7.1.

Quando se misturam as duas soluções poderáocorrer precipitação de hidróxido de alumínio(Al(OH)3) já que o nitrato de sódio é um salmuito solúvel.

K s[CrO4

2-]1,2* 10-10

3,5* 10-4

"@

"@

K s4

31,3* 10-12

4K s4

1,2* 10-10

1,3* 10-12

K s(BaCrO4)K s(Ag2CrO4)

K s(BaCrO4)K s(Ag2CrO4)

6,9* 10-5

1,1* 10-5

S (Ag2CrO4)S (BaCrO4)

S (Ag2CrO4)

S (BaCrO4)

K s[Sr2+]

3,5* 10-5

0,10

"@

K s4

K s4

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Química


Determinar a quantidade de catião alumínio(Al3+) proveniente dos 40,0 cm 3 de soluçãode nitrato de alumínio.

V solução = 40,0 cm3 § V solução = 40,0* 10-3 dm3

[Al(NO3)3] = §

§ n(Al(NO3)3) = [Al(NO3)3] * V § § n(Al(NO3)3) = 0,020* 40,0 * 10- 3 §

§ n(Al(NO3)3) = 8,0* 10-4 mol Em solução aquosa, o nitrato de alumínio sofre

dissociação de acordo com a equação: Al(NO3)3 (aq) " Al3+ (aq)+3 NO3

- (aq) Tendo em conta a estequiometria do sal: n(Al3+) = n(AlNO3)3) §

§ n(Al3+) =8,0* 10-4 mol Determinar a quantidade de anião hidróxido

(OH- ) proveniente dos 60,0 cm 3 de soluçãode hidróxido de sódio.

V solução=60,0 cm3 § V solução=60,0*10-3 dm3

[NaOH]= §

§ n(NaOH)=[NaOH]* V § n(NaOH)=0,050* 60,0 * 10-3 §

§ n(NaOH)=3,0* 10-3 mol Em solução aquosa, o hidróxido de sódio sofre

dissociação de acordo com a equação: NaOH (aq) " Na+ (aq)+OH- (aq) Tendo em conta a estequiometria: n(OH-) =n(NaOH)§ n(OH-)=3,0* 10-3 mol Determinar a concentração do anião hidró-

xido (OH - ) na solução final se não ocorresseprecipitação.

V total = V Al(NO3)3+ V NaOH§

§ V total =40,0 +60,0 §§ V total =100,0 cm3 §

§ V total =100,0* 10-3

dm3

[OH-] = § [OH-] = §

§ [OH-] =3,0* 10-2 mol dm-3

Determinar a concentração do catião alumí-nio (Al 3+) na solução final se não ocorresseprecipitação.

V total = V Al(NO3)3+ V NaOH§

§ V total = 40,0+60,0 §§ V total = 100,0 cm3 §§ V total = 100,0* 10-3 dm3

[Al3+] = § [Al3+] = §

§ [Al3+] = 8,0* 10-3 mol dm-3

Determinar o quociente da reação. Al(OH)3 (aq) Al3+ (aq)+3 OH- (aq) Q = [Al3+]* [OH-]3 §

§ Q = 8,0* 10-3 * (3,0* 10-2)3 §

§ Q = 2,2* 10-7

Q > K s(Al(NO3)3). Nestas condições, o sistemanão se encontra em equilíbrio (a condição deequilíbrio éQ = K s). Para que uma situação deequilíbrio seja atingida, o quociente da reaçãotem de diminuir até igualar o valor deK s, o queimplica evolução do sistema no sentido da for-mação do sal, o que leva à formação de preci-pitado. Há precipitação de Al(OH)3 e diminuiçãodas concentrações dos iões.

9.7.2.Na solução final existem os iões NO3

- , Na+,Cl-,H3O+ e OH-. As espécies NO3- , Na+,Cl-, tem ca-ráter químico ácido-base neutro. Assim, o ca-ráter químico da solução final vai depender daquantidade de OH- proveniente de hidróxidosolubilizado.

Tendo em consideração os valores das con-centrações obtidos no item anterior

Admitindo que todo o Ag+ precipitava8,0*10-4 - x ] 0 e x ] 8,0*10-4 mol, resulta-ria quen(OH-)e =3,0* 10-3 - 3 x §§ n(OH-)e =3,0*10-3 - [3* (8,0*10-4)]§§ n(OH-)e =6,0* 10-4 mol,

A quantidade de OH- no equilíbrio vai ser ligei-ramente superior a 6,0* 10-4 mol porque o

Ag+

não se gasta totalmente, pois fica em so-lução uma pequena quantidade, que corres-ponde à permitida pela solubilidade nestascondições.

Admitindo quen(OH-)e =6,0* 10-4 mol:

[OH-] = § [OH-] = §

§ [OH-] = 6,0* 10-3 mol dm-3

pOH =- log [OH-] §§ pOH =- log (6,0* 10-3) § pOH = 2,2

O pOH vai ser ligeiramente inferior a 2,2, poisa concentração de OH- é ligeiramente superiora 6,0* 10-3 mol. Assim, a 25 °C, a solução éfrancamente alcalina.

n(Al(NO3)3)V

n(NaOH)V

3,0* 10-3

100,0* 10-3

n(OH-)V total

8,0* 10-4

100,0* 10-3

n(Al3+)V total

"@

6,0 * 10-4

100,0* 10-3

n(OH-)V total

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Al(OH)3 (s) "@ Ag+ (aq) + 3 OH- (aq)

ni/mol — 8,0 *10 -4 3,0 *10-3

Variação + x - x -3 x

neq/mol x 8,0 *10-4 - x 3,0 *10-3- 3x



26

Química


9.8.1.Hidróxido de bário – Ba(HO)2

Sulfato de sódio – Na2SO49.8.2.

Ba2+

(aq) +SO42-

(aq) BaSO4 (s)9.8.3.Quando se misturam as duas soluções poderáocorrer precipitação de sulfato de bário(BaSO4), que é um sal pouco solúvel, já que ohidróxido de sódio é bastante solúvel.

Determinar a quantidade de catião bário(Ba 2+) proveniente dos 50,0 cm 3 de soluçãode hidróxido de bário.

V solução= 50,0 cm3 § V solução= 50,0*10-3 dm3

[Ba(OH)2] = § § n(Ba(OH)2) = [Ba(OH)2] * V § n(Ba(OH)2) =1,00* 50,0* 10-3 §

§ n(Ba(OH)2) =5,00* 10-2 mol Em solução aquosa, o hidróxido de bário sofre

dissociação de acordo com a equação: Ba(OH)2 (aq) " Ba2+ (aq)+2 OH- (aq) Tendo em conta a estequiometria do sal: n(Ba2+) =n(Ba(HO)2) §

§ n(Ba2+) =5,0* 10-2mol Determinar a quantidade de anião sulfato

(SO42 - ) proveniente dos 86,4 cm 3 de solução

de sulfato de sódio. V solução= 86,4 cm3 § V solução= 86,4* 10-3 dm3

[Na2SO4] = §

§ n(Na2SO4) = [Na2SO4] * V § § n(Na2SO4) = 1,00* 86,4* 10-3 §

§ n(Na2SO4) = 8,64* 10-2 mol Em solução aquosa, o sulfato de sódio sofre

dissociação de acordo com a equação: Na2SO4 (aq) " 2 Na+ (aq)+SO42- (aq) Tendo em conta a estequiometria do sal: n(SO4

2-) =n(Na2SO4) §§ n(SO4

2-) = 8,64* 10-2 mol Determinar a concentração do anião hidró-

xido (SO 42 - ) na solução final se não ocor-

resse precipitação. V total = V BaOH+ V Na2SO4

§§ V total= 50,0+86,4§§ Vtotal = 136,4 cm3 §§ V total= 136,4* 10-3 dm3

[SO42-] = § [SO4

2-] = §

§ [SO42-] = 6,33* 10-1 mol dm-3

Determinar a concentração do catião bário(Ba 2+) na solução final se não ocorre-se pre-cipitação.

[Ba2+] = § [Ba2+] = §

§ [Ba2+] = 3,67* 10-1 mol dm-3

Determinar o quociente da reação. BaSO4 (s) Ba2+ (aq) + SO42- (aq) Q =[Ba2+] * [SO4

2-] § § Q = 3,67* 10-1 * 6,33* 10-1 § § Q = 2,32* 10-1

Q > K s (BaSO4), nesta condições o sistema nãose encontra em equilíbrio (a condição de equi-líbrio éQ =K s), para que uma situação de equi-líbrio seja atingida o quociente da reacção temde diminuir até igualar o valor de o valor deK s,o que implica evolução do sistema no sentidoda formação do sal. Assim, implica formação deprecipitado, ou seja, há precipitação de BaSO4 ediminuição das concentrações dos iões.

Estabelecer as condições iniciais e as deequilíbrio.

Determinar o valor de x .Recorrer à expressão do produto de solubili-dade,K s, para determinar x .

K s = [Ba2+]e * [SO42-]e §

§ 1,1* 10-10 = * §

§ 1,1*10-10 = * §

§ 1,1* 10-10 (136,4* 10-3)2 == (0,0864 − x ) * (0,0500 − x ) §

§ x 2 - 136,4* 10−3 x + 4,32* 10-3 = 0 Aplicando a fórmula resolvente, resulta

x = 8,64* 10-2 ou x = 5,00* 10-2. O valor de x , 8,64* 10-2 é impossível nestas

condições, pois não se pode gastar de catiãobário (Ba2+) uma quantidade superior à inicial.

Determinar as quantidades de iões Ba 2+ eSO4

2 - quando se atinge o equilíbrio. n(Ba2+)e ] 0

n(SO42-

)e = 0,06864- 0,0500§ § n(SO42-)e = 0,0364 mol

Quando se atinge o equilíbrio, a quantidade deBa2+é tão pequena que não foi possível detetá-

n(Na2SO4)V

8,64* 10-2

136,4* 10-3

n(SO42-)

V total

5,0* 10-2

136,4* 10-3

n(Ba2+)

V total

"@

n(Ba2+)e

V total

n(SO42-)e

V total

0,0500- x

136,4*10-3

0,0864- x

136,4*10-3

"@

n(Ba(OH)2)V

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BaSO4 (s) "@ Ba2 (aq) + SO42- (aq)

n i/mol — 0,0500 0,0864

Variação + x - x - x

neq/mol x 0,0500 - x 0,0864 - x



Química


-la por este processo, mas dado que se co-nhece a concentração de anião sulfato (SO4

2-)vai ser possível detetá-la recorrendo à expres-são deK s.

K s = [Ba2+]e * [SO42-]e § [Ba2+]e = §

§ [Ba2+]e = §

§ [Ba2+]e = §

§ [Ba2+]e = 4,12* 10−10 mol dm-3

[Ba2+]e = §

§ n(Ba2+)e = [Ba2+]e * V total § § n(Ba2+)e = 4,12* 10-10 * 136,4* 10−3 § § n(Ba2+)e = 5,62* 10-10

As quantidades de catião bário (Ba2+) e aniãosulfato (SO4

2-) na mistura obtida são respetiva-mente 5,62* 10−11mol e 0,0364 mol.

9.8.4. Determinar a quantidade de sulfato de bário

que precipita. n(BaSO4) = x § n(BaSO4) = 5,00* 10−2 mol

Determinar a massa de sulfato de bário queprecipita. M r(BaSO4) =Ar(Ba) +Ar(S) + 4Ar(O)§ § M r(BaSO4l) = 137,33 + 32§ § M r(BaSO4) = 233,40 07 + (4 × 16,00)

M (BaSO4) = 233,40 g mol-1

m (BaSO4) =n(BaSO4) * M (BaSO4) § § m (BaSO4) = 5,00* 10−2 * 233,40§ § m(BaSO4) = 11,67 g A massa de BaSO4 que precipita é 11, 67 g.9.8.5.

Ao produto resultante da junção das duas so-luções chamou-se mistura e não solução, poistrata-se de uma mistura heterogénea consti-tuída por duas fases distintas, uma sólida eoutra líquida. A líquida é a solução saturadaem sulfato de bário e a sólida é o sal precipi-tado de sulfato de bário.

K s[SO4

2-]e

K sn(SO4

2-)e

V total1,0* 10-10

0,0364136,4* 10-3

n(Ba2+)e

V total

questoes globalizantes quimica resolucao por etapas

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