RESOLUÇÃO DO EXAME EXTRAORDINÁRIO DE QUÍMICA 2022 – 12a CLASSE – PARTE 2

11. Na equação 2 SO_2(g) + O_2(g) ⇌ 2 SO_3(g) ocorreu o equilíbrio a uma determinada temperatura. As concentrações em mol/dm³ de dióxido de enxofre, oxigénio e trióxido de enxofre são respectivamente 1,8 mol/dm³; 0,6 mol/dm³ e 3,6 mol/dm³.

Qual é o valor da constante de equilíbrio?

A 1,92

B 3,96

C 6,67

D 8,53

RESOLUÇÃO

Para calcular a constante de equilíbrio tendo as concentrações no equilíbrio escreve-se a expressão da constante de equilíbrio (K_c) e depois faz-se a substituição dos dados na expressão da K_c e por fim, faz-se os devidos cálculos.

As concentrações no equilíbrio são:

[SO₂] = 1,8 mol/dm³

[O₂] = 0,6 mol/dm³

[SO₃] = 3,6 mol/dm³

Assim, a expressão da constante de equilíbrio será escrita tendo-se em conta a equação da reacção:

2 SO_2(g) + O_2(g) ⇌ 2 SO_3(g)

Lembrando que quando se escreve a expressão de K_c no numerador escreve-se o produto das concentrações dos produtos elevadas a seus respectivos coeficientes estequiométricos e no denominador escreve-se o produto das concentrações dos reagentes igualmente elevadas a seus respectivos coeficientes estequiométricos:

A seguir podemos fazer a substituição dos dados e realizar os devidos cálculos:

Resposta: alternativa: C

12. Um sistema químico em equilíbrio a 1000 K, representado pela equação

4 HCl_(g) + O_2(g) ⇌ 2 H₂O_(g) + Cl_2(g), tem como K_c = 4,0 x 10^-4 e R = 0,0821

Qual é K_p desse sistema a essa temperatura?

A 5,9 x 10^-8

B 6,7 x 10^-8

C 4,0 x 10^-3

D 7,0 x 10^-3

RESOLUÇÃO

Visto que temos a constante de equilíbrio em função das concentrações (K_c) isso significa que temos que determinar a constante de equilíbrio em função das pressões parciais (K_p). Sabe-se que existe uma relação entre K_p e K_c que é dada pela seguinte equação:

K_p = K_c · (RT)^∆n

O “∆n” corresponde à diferença entre a quantidade de matéria (número de moles) dos produtos e reagentes gasosos.

∆n = ∑n^o de moles dos produtos gasosos – ∑n^o de moles dos reagentes gasosos

Atenção: a equação da reacção não está acertada: 

4 HCl_(g) + O_2(g) ⇌ 2 H₂O_(g) + Cl_2(g)

A equação devidamente acertada é:

4 HCl_(g) + O_2(g) ⇌ 2 H₂O_(g) + 2 Cl_2(g)

• ∑n^o de moles dos produtos gasosos: 2 mol H₂O_(g) + 2 mol Cl_2(g) = 4 mol

• ∑n^o de moles dos reagentes gasosos: 4 mol HCl_(g) + 1 mol O_2(g) = 5 mol

∆n = ∑n^o de moles dos produtos gasosos  – ∑n^o de moles dos reagentes gasosos

∆n = 4 mol – 5 mol ⇒ ∆n = – 1 mol

Cálculo de K_p:

K_p = K_c · (RT)^∆n

K_p = 4,0 x 10^-4 · (0,0821 · 1000)^-1

K_p = 4,0 x 10^-4 · (82,1)^-1

K_p ≈ 4,87 x 10^-6

Resposta: alternativa: NÃO HÁ RESPOSTA CORRECTA!

 

13. Dado o seguinte sistema químico em equilíbrio: CH₃COOH + H₂SO₄ ⇌ CH₃COOH₂⁺ + HSO₄^-

Qual das alternativas contém um dos pares ácido-base conjugados?

A CH₃COOH₂⁺ e HSO₄^-

B CH₃COOH₂⁺ e CH₃COOH

C CH₃COOH + H₂SO₄

D CH₃COOH e HSO₄^-

RESOLUÇÃO

Par conjugado ácido-base é o conjunto formado por um ácido e uma base que transformam-se um no outro por cedência (doação) ou ganho (recepção) de um protão. Estruturalmente os pares conjugados ácido-base diferem entre si por apenas um hidrogénio (um protão, H⁺).

Como se pode ver na equação dada, temos CH₃COOH₂⁺ e CH₃COOH que diferem entre si em apenas um hidrogénio (um protão, H⁺). Da mesma forma H₂SO₄ e HSO₄^- também diferem um do outro por apenas um protão (H⁺). Portanto, CH₃COOH₂⁺ e CH₃COOH formam um par conjugado ácido-base assim como H₂SO₄ e HSO₄^- também são um par conjugado ácido-base.

Resposta: alternativa: B

 

14. Dado o seguinte sistema químico em equilíbrio:

CH₃-CH₂-COOH_(aq) + H₂O_(l) ⇌ CH₃-CH₂-COO^-_(aq) + H₃O⁺_(aq)

A concentração do CH₃-CH₂-COOH = 6,0; CH₃-CH₂-COO^- = 5,4 e H₃O⁺ = 3,6.

Qual é a constante de acidez do sistema?

A 1,43

B 2,35

C 3,24

D 5,44

RESOLUÇÃO

Para calcular a constante de acidez (K_a) escreve-se a expressão de K_a tendo-se em conta a equação de ionização do ácido e de seguida faz-se a substituição dos dados e os devidos cálculos.

Expressão da constante de acidez (K_a):

Substituição dos dados na expressão de K_a e realização de cálculos:

Resposta: alternativa: C

15. A constante de acidez de um ácido HA é K_a = 5,1 ∙ 10^-4.

Qual é a constante de basicidade do seu ião A^- a 25^oC?

A 1,6 x 10^-14

B 1,7 x 10^-12

C 1,96 x 10^-11

D 3,45 x 10^-6

RESOLUÇÃO

Para calcular a constante de basicidade (K_b) conhecendo o valor da constante de acidez (K_a) usa-se a relação entre K_a e K_b que é expressa através da seguinte fórmula:

K_a ∙ K_b = K_w ⇔ K_w = K_a ∙ K_b

O valor de K_w a 25^oC é igual a 1,0 x 10^-14 M², portanto, na última equação podemos isolar K_b e realizar os devidos cálculos. Veja que o valor de K_a é 5,1 ∙ 10^-4.

Portanto, a constante de basicidade (K_b) é igual a 1,96 x 10^-11.

Resposta: alternativa: C

 

16. Sabendo que o ião hidrogenocarbonato tem K_a = 4,7 x 10^-11 e a concentração numa determinada solução é de 0,07 mol/L.

Qual é o seu grau de ionização?

A 6,71 x 10^-11

B 2,59 x 10^-5

C 5,9 x 10^-4

D 8,1 x 10^-3

RESOLUÇÃO

O grau de ionização (α) é a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas.

Então, temos que determinar a fracção deste ião que se ioniza por isso neste caso o grau será calculado da seguinte maneira:

Portanto, vamos escrever o equilíbrio de ionização do ião hidrogenocarbonato:

HCO₃^-_(aq)  +  H₂O_(l) ⇌ H₃O⁺_(aq)  +  CO₃^2-_(aq)

Vamos usar uma tabela de concentrações:

Decurso da reacção	HCO3-	H3O+	CO32-
Início	0,07	0	0
∆[ ]	– x	+ x	+ x
Equilíbrio	0,07 – x	x	x

A expressão da constante de acidez é:

Fazendo a substituição dos dados referentes ao equilíbrio (na tabela) na expressão de K_a e os devidos cálculos teremos:

Note que descartamos o “– x” no 0,07 – x, pois trata-se de um ácido fraco então o “– x” é muito pequeno a ponto de ser desprezível por isso podemos assumir que 0,07 – x ≈ 0,07.

Portanto, a concentração de iões H₃O⁺ ou H⁺ é de 1,81 x 10^-6 mol/L. Então o grau de ionização pode ser determinado da seguinte maneira:

Resposta: alternativa: B

 

17. Dada a solução-tampão de sulfureto de cálcio (CaS) a 6,4 mol/L e do ácido sulfídrico (H₂S) a 3,6 mol/dm³, sabendo que a K_a = 1,0 x 10^-7.

Qual é o pH desta solução-tampão?

A 7,25

B 8,73

C 10,43

D 11,91

RESOLUÇÃO

O pH de uma solução-tampão é calculado através da Equação de Henderson-Hasselbalch:

No caso do nosso exercício o ácido é H₂S e o sal (base conjugada) é CaS.

[H₂S] = 3,6 mol/dm³

[CaS] = 6,4 mol/L ou [S^2-] = 6,4 mol/L

O pK_a é dado pela fórmula: pKa = – log K_a

pK_a = – log K_a  ⇒  pK_a = – log (1,0 x 10^-7) ⇒ pK_a = 7

Aplicar a equação de Henderson-Hasselbalch:

Resposta: alternativa: A

 18. Dada à equação: KOH_(aq) ⇌ K⁺_(aq) + OH^-_(aq). Sabendo que a concentração dos iões OH^- é de 10,7 x 10^-11.

Qual é o pOH desta solução?

A 5,77

B 6,36

C 9,97

D 11,91

RESOLUÇÃO

O Hidróxido de Potássio (KOH) é uma base forte. Neste caso o pOH pode ser calculado directamente utilizando-se a fórmula, pois a [KOH] = [OH^-]:

pOH = – log[OH^-]

A concentração de OH^- é: [OH^-] = 10,7 x 10^-11 mol/L. Logo o pOH será:

pOH = – log[OH^-]

pOH = – log(10,7 x 10^-11)

pOH = – (log 10,7 + log 10^-11)

pOH = – (1,03 – 11)

pOH = 9,97

Resposta: alternativa: C

 

19. Dada a tabela de coeficiente de solubilidade em gramas do carbonato de cálcio (CaCO₃), em 100 g de água em função da temperatura:

Coeficiente de solubilidade de CaCO3	10	18,5	37	69,4	91,6	186
Temperatura (oC)	0	25	50	75	97	100

Qual é a solubilidade (quantidade) mínima de água, a 75^oC necessária para dissolver totalmente 16,5 g de CaCO₃?

A 23,78

B 33,51

C 54,39

D 89,37

RESOLUÇÃO

Como se vê, a 75^oC no máximo em 100 g de água dissolve-se 69,4 g de CaCO₃, então para dissolver 16,5 g teremos x g de água:

100 g H₂O _______________ 69,4 g

x g H₂O  _________________ 16,5 g

100 g ∙ 16,5 g = x ∙ 69,4 g

x = 100 g ∙ 16,5 g

    69,4 g

x = 23,78 g H₂O

Portanto, a quantidade mínima de água, a 75^oC necessária para dissolver totalmente 16,5 g de CaCO₃ é de 23,78 g.

Resposta: alternativa: A

 

20. A solubilidade de Iodeto de Potássio (KI) a 20^oC é de 37 g, dissolvidos em 100 gramas a essa temperatura. O mesmo sal foi preparado com 1320 gramas de água.

Qual é a massa do iodeto de potássio que pode ser dissolvida?

A 488,4

B 564,2

C 617,8

D 832,7

RESOLUÇÃO

Quando se diz “solubilidade de iodeto de potássio (KI) a 20^oC é de 37 g, dissolvidos em 100 gramas” significa que a 20^oC em 100 g de água consegue-se no máximo dissolver 37 g de Iodeto de Potássio, logo pode-se escrever:

100 g H₂O _________________ 37 g KI

1320 g H₂O __________________ y

100 g H₂O ∙ y = 1320 g H₂O ∙ 37 g KI

y = 1320 g ∙ 37 g

      100 g

y = 488,4 g KI

Resposta: alternativa: A

 

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Por: Miguel Pascoal

Licenciado em Ensino de Química

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