Química 22 B Flashcards
(10 cards)
Qual é o pH e o pOH de uma solução aquosa de ácido nítrico (HNO₃) com concentração de 0,01 mol/L a 25 °C?
Para calcular o pH e o pOH da solução de ácido nítrico (HNO₃) com concentração de 0,01 mol/L a 25 °C, seguimos os passos abaixo:
Ionização do ácido nítrico:
O HNO₃ é um ácido forte que ioniza completamente em água, formando H⁺ e NO₃⁻.
A equação balanceada é:
HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻
Como a concentração de HNO₃ é 0,01 mol/L, a concentração de H⁺ ([H⁺]) também será 0,01 mol/L, ou 10⁻² mol/L.
Cálculo do pH:
O pH é dado por:
pH = -log[H⁺]
Substituindo [H⁺] = 10⁻²:
pH = -log(10⁻²) = -(-2) = 2
Portanto, o pH da solução é 2.
Cálculo do pOH:
A 25 °C, a soma de pH e pOH é igual a 14 (devido à constante de ionização da água, Kw = 10⁻¹⁴):
pH + pOH = 14
Substituindo pH = 2:
2 + pOH = 14 → pOH = 14 - 2 = 12
Portanto, o pOH da solução é 12.
Verificação:
Como a solução é ácida (devido ao ácido forte HNO₃), espera-se um pH menor que 7 e um pOH maior que 7, o que é coerente com os valores encontrados (pH = 2 e pOH = 12).
Resposta final:
O pH da solução é 2, e o pOH é 12.
Cálculo do pH
Para calcular o pH de uma solução com concentração de íons hidrogênio [H⁺] = 10⁻² mol/L:
Fórmula do pH:
pH = -log[H⁺]
Substituição:
pH = -log(10⁻²)
Simplificação:
log(10⁻²) = -2, pois log(10⁻ⁿ) = -n
Aplicação do sinal:
pH = -(-2) = 2
Resultado: pH = 2
Nota:
Válido a 25 °C.
Para [H⁺] = 10⁻ⁿ mol/L, pH = n.
Qual é o pH e o pOH de uma solução aquosa de hidróxido de cálcio (Ca(OH)₂) com concentração de 0,001 mol/L a 25 °C, sabendo que log(2) = 0,3?
Para calcular o pH e o pOH da solução de hidróxido de cálcio (Ca(OH)₂) com concentração de 0,001 mol/L a 25 °C, seguimos os passos abaixo:
Dissociação do hidróxido de cálcio:
O Ca(OH)₂ é uma base forte que dissocia completamente em água, liberando Ca²⁺ e OH⁻. A equação balanceada é:
Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2OH⁻
Cada mol de Ca(OH)₂ produz 2 mols de OH⁻. Como a concentração de Ca(OH)₂ é 0,001 mol/L, a concentração de OH⁻ ([OH⁻]) será:
[OH⁻] = 2 × 0,001 = 0,002 mol/L = 2 × 10⁻³ mol/L.
Cálculo do pOH:
O pOH é dado por:
pOH = -log[OH⁻]
Substituindo [OH⁻] = 2 × 10⁻³:
pOH = -log(2 × 10⁻³)
Usando a propriedade do logaritmo de um produto (log(ab) = log(a) + log(b)):
pOH = -(log(2) + log(10⁻³))
Sabemos que log(2) = 0,3 e log(10⁻³) = -3. Assim:
pOH = -(0,3 + (-3)) = -(0,3 - 3) = -(-2,7) = 2,7
Portanto, o pOH da solução é 2,7.
Cálculo do pH:
A 25 °C, a soma de pH e pOH é igual a 14 (devido à constante de ionização da água, Kw = 10⁻¹⁴):
pH + pOH = 14
Substituindo pOH = 2,7:
pH + 2,7 = 14 → pH = 14 - 2,7 = 11,3
Portanto, o pH da solução é 11,3.
Verificação:
Como a solução é básica (devido à base forte Ca(OH)₂), espera-se um pH maior que 7 e um pOH menor que 7, o que é coerente com os valores encontrados (pH = 11,3 e pOH = 2,7).
Resposta final:
O pH da solução é 11,3, e o pOH é 2,7.
Qual é o pH e o pOH de uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H₂SO₄) com concentração de 0,49% em massa por volume a 25 °C?
Para calcular o pH e o pOH da solução de ácido sulfúrico (H₂SO₄) com concentração de 0,49% em massa por volume a 25 °C, seguimos os passos abaixo:
Conversão da concentração para mol/L:
A concentração de 0,49% em massa por volume significa 0,49 g de H₂SO₄ em 100 mL de solução. Para encontrar a massa em 1 L (1000 mL):
Massa de H₂SO₄ = (0,49 g / 100 mL) × 1000 mL = 4,9 g/L
Cálculo da concentração molar:
A massa molar do H₂SO₄ é:
2 × 1 (H) + 32 (S) + 4 × 16 (O) = 2 + 32 + 64 = 98 g/mol
A quantidade de mols em 4,9 g é:
Número de mols = 4,9 g / 98 g/mol = 0,05 mol
Portanto, a concentração de H₂SO₄ é 0,05 mol/L.
Ionização do ácido sulfúrico:
O H₂SO₄ é um ácido forte (diácido) que ioniza completamente, liberando 2 íons H⁺ por molécula:
H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻
Como cada mol de H₂SO₄ produz 2 mols de H⁺, a concentração de H⁺ ([H⁺]) é:
[H⁺] = 2 × 0,05 = 0,1 mol/L = 10⁻¹ mol/L
Cálculo do pH:
O pH é dado por:
pH = -log[H⁺]
Substituindo [H⁺] = 10⁻¹:
pH = -log(10⁻¹) = -(-1) = 1
Portanto, o pH da solução é 1.
Cálculo do pOH:
A 25 °C, a soma de pH e pOH é igual a 14 (devido à constante de ionização da água, Kw = 10⁻¹⁴):
pH + pOH = 14
Substituindo pH = 1:
1 + pOH = 14 → pOH = 14 - 1 = 13
Portanto, o pOH da solução é 13.
Verificação:
Como a solução é ácida (devido ao ácido forte H₂SO₄), espera-se um pH menor que 7 e um pOH maior que 7, o que é coerente com os valores encontrados (pH = 1 e pOH = 13).
Resposta final:
O pH da solução é 1, e o pOH é 13.
Como calcular o pH de uma solução aquosa de ácido fraco usando a constante de acidez (Ka), e qual a relação entre Ka e a força do ácido?
Para calcular o pH de um ácido fraco (HA), usa-se a constante de acidez (Ka = [H⁺][A⁻]/[HA]). Como [H⁺] ≈ [A⁻] e [HA] ≈ [HA]₀ (concentração inicial), simplifica-se: Ka ≈ [H⁺]²/[HA]₀. Assim, [H⁺] = √(Ka × [HA]₀) e pH = -log[H⁺]. A força do ácido é proporcional a Ka: maior Ka indica maior ionização (α) e, portanto, ácido mais forte.
Resposta final:
pH = -log[√(Ka × [HA]₀)]. Maior Ka significa ácido mais forte devido a maior ionização.
Como calcular o pOH de uma solução de base fraca usando a constante de basicidade (Kb), e qual a relação entre Kb e a força da base?
Para calcular o pOH de uma base fraca (A⁻), usa-se Kb = ([HA][OH⁻])/[A⁻]. Aproximando [HA] ≈ [OH⁻] e [A⁻] ≈ [A⁻]₀, tem-se Kb ≈ [OH⁻]²/[A⁻]₀, logo [OH⁻] = √(Kb × [A⁻]₀) e pOH = -log[OH⁻]. O pH é calculado por pH = 14 - pOH (25 °C). Maior Kb indica maior dissociação e, portanto, base mais forte.
Resposta final:
pOH = -log[√(Kb × [A⁻]₀)]; pH = 14 - pOH. Maior Kb significa base mais forte.
Qual a relação entre Ka de um ácido fraco e Kb de sua base conjugada, e como isso impacta suas forças?
Ka × Kb = Kw (10⁻¹⁴ a 25 °C). Quanto maior o Ka (ácido mais forte), menor o Kb (base conjugada mais fraca), e vice-versa.
Resposta final:
Ka × Kb = Kw. Ácido forte implica base conjugada fraca; ácido fraco implica base conjugada forte.
O que é a Lei da Diluição de Ostwald, e como se aplica a ácidos e bases fracos?
A Lei da Diluição de Ostwald relaciona a constante de acidez (Ka) ou basicidade (Kb) ao grau de ionização (α) e à concentração inicial (Ca para ácidos, Cb para bases). Para ácidos fracos (α < 5%): Ka ≈ α²Ca; para bases fracas: Kb ≈ α²Cb. Diluir a solução (reduzir Ca ou Cb) aumenta α para manter Ka ou Kb constante, pois estas só mudam com a temperatura.
Resposta final:
Ka ≈ α²Ca (ácidos fracos) e Kb ≈ α²Cb (bases fracas). Diluição aumenta α, mantendo Ka ou Kb constante.
Calcule o pH e o pOH de uma solução aquosa de amônia (NH₃) com concentração de 0,01 mol/L a 25 °C, sabendo que Kb da amônia é 1,6 × 10⁻⁵ e log(2) = 0,3.
A amônia (NH₃) é uma base fraca que reage com água, formando NH₄⁺ e OH⁻ em equilíbrio. A constante de basicidade (Kb) relaciona as concentrações de NH₄⁺, OH⁻ e NH₃. Como NH₄⁺ e OH⁻ são produzidos na mesma proporção, usamos Kb = [OH⁻]² / [NH₃] para encontrar [OH⁻]. Com [OH⁻], calculamos o pOH por pOH = -log[OH⁻], usando o valor de log(2) para simplificar. O pH é obtido por pH = 14 - pOH, pois a soma é 14 a 25 °C. O resultado (pH > 7, pOH < 7) é coerente, pois a solução é básica.
Resposta final:
pOH = 3,4; pH = 10,6.
O ácido acético é um ácido fraco, e o pH pode ser calculado de três formas, todas baseadas no equilíbrio de ionização: CH₃COOH ⇌ H⁺ + CH₃COO⁻.
Usando a expressão de Ka:
A constante de acidez é Ka = ([H⁺][CH₃COO⁻]) / [CH₃COOH]. Como [H⁺] = [CH₃COO⁻] (proporção 1:1), temos Ka = [H⁺]² / [CH₃COOH]. Substituindo Ka = 10⁻⁵ e [CH₃COOH] = 0,1, calcula-se [H⁺] = √(10⁻⁵ × 10⁻¹) = 10⁻³ mol/L. Assim, pH = -log(10⁻³) = 3.
Usando a Lei da Diluição de Ostwald:
Para ácidos fracos, Ka = α²Ca, onde α é o grau de ionização e Ca = 0,1. Com Ka = 10⁻⁵, α² = 10⁻⁵ / 10⁻¹ = 10⁻⁴, logo α = 10⁻². A concentração de H⁺ é [H⁺] = α × Ca = 10⁻² × 10⁻¹ = 10⁻³ mol/L, resultando em pH = -log(10⁻³) = 3.
Usando a equação de Henderson-Hasselbalch:
A equação é pH = pKa + log([CH₃COO⁻] / [CH₃COOH]). Como pKa = -log(10⁻⁵) = 5 e [CH₃COO⁻] = [H⁺], reescreve-se como pH = 5 - log([H⁺] / 0,1). Como [H⁺] = 10⁻³ (calculado anteriormente), log([H⁺] / 0,1) = log(10⁻³ / 10⁻¹) = -2, então pH = 5 - (-2) = 3.
Resposta final:
O pH da solução é 3.
Como funcionam os indicadores ácido-base, e o que determina sua mudança de cor?
Indicadores ácido-base são ácidos ou bases fracas (geralmente ácidos, representados como HInd) que mudam de cor conforme o pH do meio devido ao equilíbrio de ionização: HInd ⇌ H⁺ + Ind⁻. A forma protonada (HInd) e a desprotonada (Ind⁻) têm cores distintas (ou uma pode ser incolor).
Meio ácido (alta [H⁺]): Pelo princípio de Le Chatelier, o equilíbrio desloca-se à esquerda, favorecendo HInd e sua cor.
Meio básico (alta [OH⁻]): OH⁻ consome H⁺, deslocando o equilíbrio à direita, favorecendo Ind⁻ e sua cor.
Faixa de viragem: A transição de cor ocorre em uma faixa de pH específica (ex., fenolftaleína: 8–10). Abaixo de pH 8, predomina HInd (incolor); acima de 10, Ind⁻ (rosa); entre 8 e 10, observa-se uma cor intermediária.
Resposta final:
A mudança de cor dos indicadores ocorre pelo deslocamento do equilíbrio HInd ⇌ H⁺ + Ind⁻, com cores distintas para cada forma, dependendo do pH e da faixa de viragem.
