Miniteste 3

Domínio 2: Reações em sistemas aquosos

4

Subdomínio 2.1: Reações ácido-base

Consulte a Tabela Periódica, tabelas e formulários sempre que necessário.

Para cada uma das questões, assinale a alternativa correta no espaço correspondente da folha de respostas.

Grupo I

1. Numa solução aquosa básica, a 298 K, verifica-se a relação:

(A) [H3O+] 1,0 u 107 mol dm3

(B) [H3O+] ! 1,0 u 107 mol dm3

(C) [OH] 1,0 u 107 mol dm3

(D) [OH] ! 1,0 u 107 mol dm3

2. Numa solução aquosa em que se provoca um aumento de cem vezes na concentração

hidrogeniónica, H3O+, o pH da solução varia:

(A) de pH 5 para pH 7.
(B) de pH 4 para pH 3.

(C) de pH 3 para pH 1.
(D) de pH 13 para pH 14.

3. A concentração dos iões OH, numa solução aquosa com pH 5, a 25 °C, é de:
(A) 1,0 u 109 mol dm3.

(B) 1,0 u 105 mol dm3.

(C) 1,0 u 105 mol dm3.
(D) 1,0 u 109 mol dm3.

Grupo II

1. Uma solução aquosa com pH 7, a 25 °C, contém:

(A) mais iões H3O+ do que iões OH.

(B) menos iões H3O+ do que iões OH.

(C) igual número de iões H3O+ e de iões OH.

(D) iões, não sendo nenhum deles H3O+ ou OH.

152 Editável e fotocopiável © Texto | Novo 11Q

2. A água quimicamente pura apresenta uma pequena condutividade elétrica: isto significa que não
existem somente moléculas de água, H2O, mas também iões hidrónio, H3O+, e iões hidróxido, OH.
2.1 O valor da constante de equilíbrio para a reação de autoionização da água é dado pela
expressão:

(A) Kw = ȁH3O+ȁe : ቚOH–ቚ (B) Kw = ȁH3O+ȁe u ቚOH–ቚ

ୣ ୣ

(C) Kw = ቚOH–ቚ : ȁH3O+ȁe (D) Kw = ȁH3O+ȁe – ቚOH–ቚ

ୣ ୣ

2.2 A concentração em iões H3O e OH na água pura, a 50 °C, é 2,34 u 10 mol dm3.
+  7

Selecione, com base na informação dada, a opção correta.

(A) A 50 °C água pura é ácida.
(B) A 50 °C a reação de autoionização da água é mais extensa do que a 25 °C.
(C) O valor da constante de equilíbrio para a reação de autoionização da água é menor a 50 °C.
(D) A reação de autoionização da água é exotérmica.

2.3 Numa solução aquosa, a 50 °C, verifica-se:

(A) pH 6,6, se a solução for neutra.

(B) pH ! 6,6, se a solução for ácida.
(C) pOH ! 6,6, se a solução for básica.
(D) pH + pOH 14.

3. Considere as seguintes reações em sistemas aquosos.

I. NH3 (aq) + H2O (l) ֖ NH+4 (aq) + OH– (aq)
Ȃ 2–
II. HSO4 (aq) + H2O (l) ֖O4 (aq) + H3O+ (aq)
Ȃ ଶȂ 2– Ȃ
III. HSO4 (aq) + HPO4 (aq) ֖O4 (aq) + H2 PO4 (aq)
3.1 Qual das afirmações seguintes descreve o comportamento da água nas reações I. e II.?
(A) A água atua como ácido nas duas reações.
(B) A água atua como base nas duas reações.
(C) A água atua como base na reação I. e como ácido na reação II..
(D) A água atua como ácido na reação I. e como base na reação II..
3.2 Qual dos seguintes pares representa um par conjugado ácido-base para a reação III.?
Ȃ ଶȂ 2– Ȃ
(A) HSO4 /HPO4 (B) O4 ȀHSO4
Ȃ 2– ଶȂ Ȃ
(C) HSO4 /SO4 (D) HPO4 /H2 PO4

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4. Um ácido forte está … ionizado em solução aquosa; um ácido fraco está … ionizado em solução
aquosa.
(A) parcialmente ... completamente
(B) completamente ... parcialmente
(C) completamente ... completamente
(D) parcialmente ... parcialmente

5. A uma dada temperatura, a força de um ácido pode ser medida pelo valor de Ka.
5.1 Considere as seguintes reações de ionização e respetivas constantes de equilíbrio, a 25 °C.
Ȃ
I. H2SO3 (aq) + H2O (l) ֖ HSOଷ (aq) + H3O+ (aq) Ka = 1,7 u 10–2

II. HCOOH (aq) + H2O (l) ֖HCOO– (aq) + H3O+ (aq) Ka = 1,8 u 10–4
III. HCN (aq) + H2O (l) ֖CN– (aq) + H3O+ (aq) Ka = 6,0 u 10–10
Quando se preparam soluções aquosas de igual concentração dos ácidos apresentados, pode-
se afirmar sobre os valores de pH dessas soluções que:
(A) pHIII., pHII., pHI.
(B) pHII., pHIII., pHI.
(C) pHII., pHI., pHIII.
(D) pHI., pHII., pHIII.

5.2 O cheiro característico do vinagre é devido ao seu principal constituinte, o ácido acético,
CH3COOH (Ka 1,8 u 105, a 25 °C). Uma amostra de vinagre foi diluída com água até se obter
uma solução com pH 3,0. Desprezando a contribuição de outros ácidos presentes no
vinagre, nessa solução as concentrações, em mol/dm3, de CH3COO e de CH3COOH, são,
respetivamente:

(A) 3,0 u 101 e 6,0 u 1012.

(B) 3,0 u 101 e 6,0 u 102.
(C) 1,0 u 103 e 6,0 u 102.
(D) 1,0 u 103 e 6,0 u 1012.

154 Editável e fotocopiável © Texto | Novo 11Q

 Resolução dos Mini Testes

Miniteste 1 – Aspetos quantitativos das reações 2. (B)

químicas

Domínio 1: Equilíbrio químico

GRUPO I
1. (C) 2 g de S + 3 g de O2 o 2 g de SO3
2. (B)
3. (D) A (g) + 2 C (g) ֖ 2 B (g)

3. (D) 7,8 mol GRUPO II

1 mol C3 H8 2,6 mol ȁCH4 ȁ౛ u |H2 O|౛
= Ÿ nCO2 = 7,8 mol 1.1 (A) Kc =
3 mol CO2 nCO2 ȁCOȁ౛ u ȁH2 ȁయ
౛
ሺ଴ǡ଼ଷu଴ǡଶሻuሺଷu଴ǡ଼ଷu଴ǡଶሻయ
1.2 (B) Kc =
ሺ଴ǡଵ଻u଴ǡଶሻమ
GRUPO II
O que restou de reagentes no equilíbrio
1. (C) ... é o reagente cuja quantidade condiciona a
corresponde a 17% da quantidade inicial.
quantidade de produtos formados. ଴ǡଵ଻uଵǡ଴
(D) ... não existe se os reagentes se encontrarem [CH4]e = [H2O]e = = 0,17 u 0,2 mol dm–3
ହǡ଴
଴ǡ଼ଷuଵǡ଴
nas proporções estequiométricas. [CO]e = = 0,83 u 0,2 mol dm–3
ହǡ଴
2. (B) 0,04 mol de Mg reagem com 0,08 mol de Cℓ2. ଴ǡ଼ଷuଵǡ଴
[H2]e = 3 u [CO]e = 3 u =
De acordo com a estequiometria da reação, 1 : 1, a ହǡ଴

quantidade de magnésio tem que ser inferior à de = 3 u 0,83 u 0,2 mol dm –3

ሺ0,83 u 0,2ሻu (3 u 0,83 u 0,2)3

cloro, para que seja o reagente limitante. Kc =
(0,17 u 0,2)2
3.1 (A) 10 moles de Fe (s), sendo o CO (g) o reagente
1.3 (D) não depende ... extensão ... varia
limitante.
10 mol
1.4 (C) A extensão da reação aumenta com o aumento
Fe2O3: = 10 da temperatura.
1 mol
15 mol
CO: = 5 Ÿ o CO é o reagente limitante Os valores da constante de equilíbrio diminuem
3 mol
3 mol CO 15 mol com o aumento da temperatura, pelo que a
= Ÿ nFe = 10 mol
2 mol Fe nFe extensão da reação diminui.
3.2 (C) 15 kg 2. (A) direta .... ao equilíbrio ... inversa .... ao
mFe obtido 8,4 kg
ߟሺΨሻ  ൌ u 100 Ÿ mFe previsto = = 10,5 kg equilíbrio.
mFe previsto 0,80
1 u 159,7 g Fe2 O3 mFe2 O3 3. (D) a [N2O4] diminui e a [NO2] aumenta.
= Ÿ mFe2O3 = 15 kg
2 u 55,85 g Fe 10,5 u 103 g |NO2 |2 ଵǡହమ
3.3 (B) 19 kg Qc = = = 1,5 Ÿ Qc < Kc
|N2 O4 | ଵǡହ
mFe2 O3
Grau de pureza (%) = u 100 Ÿ A reação direta é a predominante até o sistema
mhematite
15 kg reacional atingir um estado de equilíbrio, pelo que
Ÿ mhematite = = 18,75 = 19 kg
0,80 a concentração de N2O4 vai diminuir e a de NO2 vai
aumentar até se estabelecer o equilíbrio.
Miniteste 2 – Equilíbrio químico e extensão das
reações químicas Miniteste 3 – Reações ácido-base

Domínio 1: Equilíbrio químico Domínio 2: Reações em sistemas aquosos

GRUPO I GRUPO I
1. (C) as concentrações de reagentes e produtos 1. (D) [OH ] ! 1,0 u 107 mol dm3.


serem iguais. 2. (C) de pH 3 para pH 1.

3. (A) 1,0 u 109 mol dm3.

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 GRUPO II Miniteste 5 – Soluções e equilíbrio de solubilidade
1. (C) igual número de iões H3O+ e de iões OH.
2.1 (B) Kw = |H3O+|e u |OH–|e Domínio 2: Reações em sistemas aquosos
2.2 (B) A 50 °C a reação de autoionização da água é
mais extensa do que a 25 °C. GRUPO I
A constante de equilíbrio, Kw, é maior a 50 °C, pelo 1. (D) a máxima quantidade de soluto que se pode
que a reação de autoionização da água é mais dissolver num determinado volume de água, a uma
extensa a 50 °C. dada temperatura e pressão.
Kw = |H3O+| u |OH–| = (2,34 u 10–7)2 = 5,5 u 10–14 2. (C)
2.3 (A) pH 6,6, se a solução for neutra.
[H3O+] = [OH–] = 2,34 u 10–7 mol dm–3 Ÿ pH = pOH
pH = –log (2,34 u 10–7) = 6,6
3.1 (D) A água atua como ácido na reação I. e como 3. (B) Ao arrefecer de 40 °C para 20 °C uma solução
base na reação II.. que contém inicialmente 40,0 g de KCℓ em 100 g
Ȃ 2–
de água haverá precipitação de cerca de 6,0 g de
3.2 (C) HSO4 /SO4
4. (B) completamente ... parcialmente KCℓ.
5.1 (D) pHI., pHII., pHIII. 4. (D) A solubilidade do KBr é maior do que a do KCℓ,
5.2 (C) 1,0 u 103 e 6,0 u 102. à mesma temperatura.
CH3COOH (aq) + H2O (l) ֖ CH3COO– (aq) + H3O+ (aq)
GRUPO II
[CH3COO–] = [H3O+] = 10–pH = 1,0 u 10–3 mol dm–3
1. (A) s(CaCO3), s(PbSO4), s(MgCO3), s(CaSO4)
ቚ஼ுయ ஼ைைȂ ቚ u |H3 O+ |౛ ଵ଴Ȃయ uଵ଴Ȃయ
Ka = ౛
œ 1,8 u 10–5 = Quanto menor for o produto de solubilidade, Ks,
|CH3 COOOH|౛ |CH3 COOOH|౛
menor será a respetiva solubilidade, s, uma vez que
Ÿ [CH3COOH]e = 6,0 u 10–2 mol dm–3
todos os sais se dissociam formando iões na mesma
proporção (neste caso 1:1).
Miniteste 4 – Reações de oxidação-redução
2. (B) 2,3 u 1014.
Domínio 2: Reações em sistemas aquosos Zn(OH)2 (s)֖ Zn2+ (aq) + 2 OH– (aq)
Ks = |Zn2+| u |OH–|2 = 1,8 u 10–5 u (2 u 1,8 u 10–5)2
GRUPO I = 2,3 u 10–14
1. (D) o alumínio é a espécie oxidada, pois combinou- 3. (C) 2,5 u 109 mol dm3.
-se com o oxigénio. FeS (s) ֖Fe2+ (aq) + S2– (aq)
2. (B) KMnO4.
Ks = |Fe2+| u |S2–| = s u s Ÿ s = ට6,3 u 10–18 =
3.1 (D) a espécie reduzida é simultaneamente o agente
oxidante. = 2,5 u 10–9 mol dm–3
3.2 a) (C) +5 ... +1. 4. (B) forma-se um precipitado porque Qc ! Ks.
0,20 u V
b) (B) N2O4 [Pb2+]inicial na mistura = = 0,10 mol dm–3 =
2V
c) (A) Hg2+ = [Cℓ–]inicial na mistura
4. (C) é oxidado, e o seu número de oxidação PbCℓ2 (s) ֖Pb2+ (aq) + 2 Cℓ– (aq)
aumenta. Q = |Pb2+| u | Cℓ–|2 = 0,10 u 0,102 = 1,0 u 10–3 > Ks
5. (D) uma diminuição da concentração dos iões OH
GRUPO II
e um aumento da concentração dos iões Mg2+.
1. (D) 3 CuO (s) + 2 NH3 (aq) o 3 Cu (s) + 3 H2O (l) +
+ N2 (g)
2. (A) as semirreações de oxidação e de redução
ocorrem simultaneamente.
3. (C) A massa e a carga elétrica.
4.1 (D) o poder redutor do Fe (s) é maior do que o
poder redutor do Cu (s).
4.2 (B) Sn2+ (aq) + 2 e o Sn (s)

264 Editável e fotocopiável © Texto | Novo 11Q