2 ͣ LISTA DE EXERCÍCIOS – APROFUNDAMENTO – CURSO – ABRIL

01) Considere a tabela de Constante de ionização dos ácidos ( kA )

H2S 1.10-7 HNO3 6,0.10-6 H2CO3 4,4.10-7 CH3COOH 1,8.10-5

C6H6COOH 6,6.10-5

Qual o ácido mais forte? E o mais fraco?

02) O exame dos dados: I ) [ H3CNH3 ]+ [CN ]- + HOH ↔ HCN + [ H3CNH3] OH

II) Ka = 5.10-10 Kb = 5.10-4, podemos concluir que, na dissolução em água, do composto [ H3CNH3]CN, se obtém uma solução:

a) Básica, porque Ka>Kbb) Básica, porque Ka<Kbc) Ácida, porque Ka < Kbd) Ácida, porque Ka > Kbe) Neutra03) Em relação aos equilíbrios:

H2X(aq) ↔ H+ + HX- K1 HX-(aq) ↔ H+ + X2- K2

Podemos dizer, em geral, que:

a) K1 > K2 b) K1 < K2 c) K1 ≈ K2 d) K1 > 0 e K2 < 0 e) K1 < 0 e K2 > 0

04) Sabendo-se que o grau de ionização de uma solução 0,1 mol/L de ácido acético a 25⁰C é 1,35.10-2, podemos concluir que a constante de ionização do ácido é:

a) 1,84.10-3 b) 1,37.10-2 c) 1,84.10-6 d) 1,84.10-5 e) 1,82.10-4

05) Na temperatura ambiente, a constante de ionização do ácido acético é 1,80.10-5. Qual é a concentração em mol/L, onde o ácido se encontra 3% ionizado?

a) 0,0194 b) 0,03 c) 0,000582 d) 0,000054 e) 0,00000054

06) Juntamos uma pequena quantidade de cloreto de amônio sólido a uma solução diluída de hidróxido de amônio, mantendo-se a temperatura constante. Como decorrência dessa adição, o grau de dissociação e a constante de ionização da base irão, respectivamente:

a) Aumentar-aumentar b) aumentar-diminuir c)diminuir-aumentar

d) diminuir-permanecer constante e) permanecer constante-diminuir

07) Dado: HCN + H2O ↔ H3O+ CN- Ka = 7,2.10-10. A [ H3O+] em uma solução 1,0 mol/L é:

a) 7,2.10-10 b) √7,2 .10-5 c) 7,2.10-9 d) 3,6.10-10 e) 6,0.10-5

08) Para aumentar a concentração de íons carbonato no equilíbrio:

HCO31- + OH-

↔ H2O + CO32- , deve-se adicionar:

a) HCl b) H2SO4 c) NaOH d) H2O e) NaCl

09) A [ OH- ] da água pura pode ser alterada pela adição de determinada substâncias. Isso acontece quando a substância adicionada é:

a) amido b) sacarose c) brometo de sódio d) cloreto de hidrogênio e) nitrato de potássio

10)Uma substância ácida HÁ apresenta, em solução aquosa, o seguinte equilíbrio:

HA ↔ H+ + A-

( amarelo ) ( vermelho )

Se for borbulhado NH3 nessa solução, qual será a cor por ela adquirida?

11) Chamemos Kn a constante de ionização para o processo global:

H3PO4 + 3 H2O ↔ 3 H3O+ + PO43-

Em função de K1, K2 e K3 seu valor numérico será:

a) Kn = K1 = K2 = K3 b) Kn = K1 + K2 + K3 c) Kn = K1 – ( K2 + K3 )

d) Kn = K1.K2.K3 e) Kn = K1 + ( K2 – K3 )

12) Considerando os valores da constante de ionização da água em função da temperatura

298 K Kw = 1.10-14 323 K Kw = 5,3.10-14, podemos afirmar que:

a) [ H+ ] = [ OH- ] a qualquer temperatura b) [ OH- ] > 1.10-7 a 298 Kb) [ H+ ] < 1.10-7 a 298K c) [OH-] < 1.10-7 a 323 K d) [ H + ] < 1.10-7 a 323K

13) A 45⁰C, o produto iônico da água é igual a 4.10-14. A essa temperatura, o valor de [H+] de uma solução aquosa neutra é .........

14) O produto iônico da água é representado por ..........

15) o produto iônico da água aumenta com a temperatura e a 100⁰C vale 10-13. Nesta temperatura, uma solução que apresenta pH = 7 :

a) é básica b) é ácida c) é neutra d) tem um caráter que depende do soluto e) tem um caráter que depende da volatilidade do soluto.

16) Considere as duas soluções: a) pH = 2 [H+] = x b) pH = 5 [H+] = y

Pode-se concluir que:

a) X = 3y b) x = 1000y c) y = 3x d) y = 1000y e) x = 2/5 y

17) Para conseguirmos aumentar o pH de uma solução aquosa, devemos nela borbulhar o gás:

a) HCl b) H2 c) HCN d) H2CO3 e) NH3

18) Tem-se uma solução a pH = 7 e pretende-se acidificá-la de modo que o pH fique em torno de 6. Pode-se conseguir isso, borbulhando o gás:

a) NH3 b) H2 c) CO2 d) CH4 e) N2

19) O pH de uma solução mili mol/L de hidróxido de sódio ( forte ) é:

a) 4 b) 7 c) 9 d) 11 e) 13

20) O pH de uma solução que contém 8,5.10-3g por litro de OH- é: log 5 = 0,7 O = 16 H=1

a) 3,3 b) 4,7 c) 9,3 d) 10 e) 10,7

21) Se o pH de uma solução de ácido fórmico ( H – COOH ), cuja concentração é de 4,6 g/L, é igual a 2,3, a sua constante de ionização será: ( log 5 = 0,7 )

a) 3,0.10-4 b) 2,5.10-4 c) 4,0.10-3 d) 2,5.10-3 e) 1,5.10-5

22) Quantas vezes uma solução de pH = 2 é mais ácida que uma solução de pH = 3?

a) 10 b) 100 c) 1000 d) 1 e) 10000

23) Tem-se um litro de solução de HCl cujo pH = 2. Adicionando-se 9 L de água, qual o novo pH?

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

24) Quando se junta acetato de sódio [ Na+( CH3COO )- ] a uma solução aquosa de ácido acético ( CH3COOH ), observa-se:

a) aumento de pH b) diminuição de pH c) precipitação do acetato

d) que o acetato de sódio não se dissolve

e)que a solução passa a conduzir corrente elétrica

25) Dois comprimidos de aspirina, cada um com 0,36 g desse composto, foram dissolvidos

Em 200 mL de água.

a) Calcule a concentração em mol/L da aspirina nessa solução ( M = 180 g/mol )

b) Considerando a ionização da aspirina segundo a equação: C9H8O4 ↔ C9H7O4- + H+ e

sabendo que ela se encontra 5% ionizada, calcule o pH dessa solução.

GABARITO

2 – b 3 – a 4 – d 5 – a 6 – d 7 – b 8 – c 9 – d 11 – d 12 – a 15 – a 16 – b

17 – e 18 – c 19 – d 20 – e 21 – b 22 – a 23 – c 24 – a 25 - 0,02 mol/L - pH = 3

Bom Trabalho

Jair