Questões de Equilíbrio químico, ácidos, bases e pH da Unesp

O pH de um sal em água depende da força do ácido e da base que o formaram:

1. NaCℓ (ácido forte + base forte): nenhum íon sofre hidrólise → pH ≈ 7.
2. Na(CH₃COO) (base forte + ácido fraco): o acetato hidrolisa e gera OH⁻ → pH > 7.
3. NH₄(CH₃COO) (ácido fraco + base fraca): os dois íons hidrolisam. Como K_a do ácido acético = K_b da amônia = 1,8 × 10⁻⁵, os efeitos se compensam → pH ≈ 7.
4. NH₄Cℓ (ácido forte + base fraca): o amônio hidrolisa e gera H⁺ → pH < 7.

Resposta: A (1 e 3).

Por que as outras atraem: quem acha que só "forte + forte" dá pH neutro não vê a solução 3; é justamente para isso que a tabela mostra K_a e K_b iguais.

Dica: sal de ácido fraco e base fraca: compare K_a e K_b; se forem iguais, o pH fica perto de 7.

Para liberar menos HCN gasoso, é preciso **diminuir a quantidade de HCN(aq), deslocando o primeiro equilíbrio para a esquerda:

CN^– + H₂O ⇌ HCN + OH^–

Pelo princípio de Le Chatelier, aumentar a concentração de OH^– desloca o equilíbrio para a esquerda e consome HCN. Adicionar NaOH (base forte) faz isso e eleva o pH**. Com menos HCN(aq), o segundo equilíbrio também fornece menos HCN(g).

Resposta: E

Por que as outras atraem:
- C e D) HCl consome OH^– e desloca o equilíbrio para a direita, gerando mais HCN (e HCl baixa o pH, não eleva).
- A) NaCl é sal neutro e não altera o pH.
- B) NaOH não diminui o pH.

Dica: cianeto deve ser mantido em meio básico; acidificar libera HCN.

1. Solubilidade em mol/L
M(Ca(OH)₂) = 40 + 2 · 17 = 74 g/mol
s = 1,7 ÷ 74 ≈ 0,023 mol/L = 2,3 × 10^–2 mol/L

2. K_ps
Ca(OH)₂ ⇌ Ca²⁺ + 2 OH^–
[Ca²⁺] = s e [OH^–] = 2s
K_ps = s · (2s)² = 4s³ = 4 · (2,3 × 10^–2)³ ≈ 4 · 1,2 × 10^–5 ≈ 5 × 10^–5

Resposta: E

Por que as outras atraem: quem esquece que [OH^–] = 2s, ou não eleva essa concentração ao quadrado, chega a outro valor. Também é comum errar a massa molar (OH vale 17, não 16).

Dica: para um sal do tipo AB₂, K_ps = 4s³.

1. Concentração de H⁺

pH = 5 → [H⁺] = 10^–5 mol/L. Na ionização do HCN, cada H⁺ vem com um CN^–, então [CN^–] = 10^–5 mol/L.

2. Constante de ionização

O ácido é fraco: a parte ionizada (10^–5) é desprezível diante de 0,2 mol/L, então [HCN] ≈ 0,2 mol/L.

K_a = [H⁺][CN^–]/[HCN] = (10^–5 × 10^–5)/0,2 = 10^–10/0,2 = 5 × 10^–10

Resposta: C

Por que as outras atraem: quem esquece de dividir por 0,2 marca 1 × 10^–10 (A); 2 × 10^–1 (B) é só a concentração do ácido.

Dica: para ácido fraco, K_a ≈ [H⁺]²/M.

1. Maior concentração total de íons (0,1 mol/L de cada):

• Na₂SO₄ → 2 Na⁺ + SO₄²⁻: sal solúvel, 3 íons por fórmula, 0,3 mol/L de íons.
• HCℓ e NaOH: eletrólitos fortes, 2 íons cada, 0,2 mol/L.
• Ácido acético: ácido fraco, pouco ionizado (pH 3 → [H⁺] = 0,001 mol/L), cerca de 0,002 mol/L de íons.

O maior valor é o do sulfato de sódio.

2. Maior [H⁺]: é a do menor pH. O ácido clorídrico tem pH 1, com [H⁺] = 0,1 mol/L.

Resposta: E.

Por que as outras atraem: o pH 7 do sulfato de sódio faz parecer que ele "não tem íons" (A, D), mas neutro não quer dizer sem íons; o NaOH com pH 13 tem a menor [H⁺] (B, C).

Dica: número de íons depende da fórmula do soluto e do grau de ionização, não do pH.

A solução já está saturada: sobra sal no fundo e o equilíbrio NaCℓ (s) ⇌ Na⁺ (aq) + Cℓ^– (aq) está estabelecido.

Acrescentar mais sólido, a temperatura constante, não desloca o equilíbrio: a água já dissolveu o máximo possível (a solubilidade só depende da temperatura). Então:
- a concentração de íons não se altera;
- a condutibilidade elétrica, que depende dessa concentração, não se altera;
- o sal adicionado vai todo para o fundo: a quantidade de corpo de fundo aumenta.

Resposta: C (não se altera – aumenta – não se altera).

Dica: sólidos puros não entram na expressão de K; adicioná-los não desloca o equilíbrio.