Equilíbrio iônico: Ka, grau de ionização e hidrólise salina

Química, 2ª série: Equilíbrio iônico: Ka, grau de ionização e hidrólise salina

1. O ácido acético, presente no vinagre, é um ácido fraco que se ioniza parcialmente em água: CH₃COOH(aq) ⇌ H⁺(aq) + CH₃COO⁻(aq). A expressão da constante de ionização (K_a) desse ácido é

   1. aK_a = [H⁺][CH₃COO⁻][CH₃COOH]
   2. bK_a = [H⁺][CH₃COO⁻] / [CH₃COOH]
   3. cK_a = [H⁺] + [CH₃COO⁻] − [CH₃COOH]
   4. dK_a = [CH₃COOH] / [H⁺][CH₃COO⁻]
   5. eK_a = [H⁺]² / [CH₃COO⁻]

2. Vários ácidos fracos estão presentes em alimentos e bebidas. A tabela traz a constante de ionização (K_a) de alguns deles, a 25 °C (para os que liberam mais de um H⁺, considera-se a primeira ionização).

   Ácido	Onde é encontrado	Ka
   acético	vinagre	1,8 · 10−5
   benzoico	conservante de alimentos	6,3 · 10−5
   ascórbico	frutas (vitamina C)	8,0 · 10−5
   lático	iogurte	1,4 · 10−4
   cítrico	limão e laranja	7,4 · 10−4

   Em soluções aquosas de mesma concentração, à mesma temperatura, a maior concentração de íons H⁺ será a do ácido

   1. acítrico
   2. bbenzoico
   3. clático
   4. dacético
   5. eascórbico

3. Para um ácido fraco pouco ionizado, vale a aproximação da lei de diluição de Ostwald: K_a ≈ α² · M, em que α é o grau de ionização e M, a concentração do ácido em mol/L. O grau de ionização do ácido acético (K_a = 1,8 · 10⁻⁵) em uma solução 0,10 mol/L, a 25 °C, é de aproximadamente

   1. a0,018%
   2. b0,13%
   3. c1,3%
   4. d4,2%
   5. e13%

4. Uma solução aquosa de um ácido fraco HA tem concentração 0,010 mol/L. A 25 °C, a constante de ionização desse ácido é K_a = 1,0 · 10⁻⁶. Considerando que o ácido se ioniza muito pouco, de modo que [H⁺]² ≈ K_a · M, o pH dessa solução é aproximadamente

   1. a2
   2. b3
   3. c4
   4. d6
   5. e8

5. O gráfico mostra o grau de ionização (α) do ácido acético em soluções aquosas de diferentes concentrações, a 25 °C.

   

   Ao diluir uma solução de ácido acético de 0,10 mol/L para 0,01 mol/L, a interpretação correta do gráfico e da lei de Ostwald é que

   1. aα diminui, e a concentração de H⁺ também diminui na mesma proporção
   2. bα aumenta, e por isso a solução diluída fica mais ácida que a solução concentrada
   3. cα aumenta até 100%, e o ácido acético passa a se comportar como ácido forte
   4. dα aumenta, mas a concentração de H⁺ diminui, pois há bem menos ácido por litro
   5. eα permanece constante, pois é uma característica fixa de cada ácido

6. A barrilha (carbonato de sódio, Na₂CO₃) é usada para elevar o pH da água de piscinas. Entre os sais abaixo, o único que, dissolvido em água, também forma uma solução básica é o

   1. acloreto de amônio, NH₄Cl
   2. bbicarbonato de sódio, NaHCO₃
   3. cnitrato de potássio, KNO₃ (salitre)
   4. dcloreto de sódio, NaCl
   5. esulfato de sódio, Na₂SO₄

7. A água sanitária é uma solução de hipoclorito de sódio (NaClO). Medindo seu pH com papel indicador, obtém-se um valor bem acima de 7. Esse caráter básico se explica porque

   1. ao íon hipoclorito reage com a água formando ácido hipocloroso, que é fraco, e íons OH⁻
   2. bo hipoclorito de sódio é uma base de Arrhenius que libera dois íons OH⁻ por fórmula
   3. co cloro do hipoclorito é um metal alcalino, e todos os metais alcalinos formam bases
   4. da água sanitária tem pouca água, e soluções concentradas são sempre básicas
   5. eo íon sódio reage com a água e forma ácido clorídrico, que libera íons OH⁻

8. A uma solução de ácido acético foi adicionado acetato de sódio (CH₃COONa), sal solúvel que libera íons CH₃COO⁻. Considerando o equilíbrio CH₃COOH ⇌ H⁺ + CH₃COO⁻, após a adição, à mesma temperatura,

   1. ao equilíbrio não se altera, pois o acetato de sódio não participa da ionização do ácido
   2. bo ácido acético passa a se ionizar totalmente, como um ácido forte
   3. co equilíbrio se desloca para a direita, a concentração de H⁺ aumenta e o pH diminui
   4. do K_a do ácido acético diminui, pois a solução passa a ter mais íons dissolvidos
   5. eo equilíbrio se desloca para a esquerda, a concentração de H⁺ diminui e o pH aumenta

9. Uma solução aquosa de cianeto de sódio (NaCN) é básica, pois o íon CN⁻ reage com a água formando HCN e íons OH⁻; por isso, essa solução nunca deve ser misturada com ácidos, que liberariam o gás tóxico HCN.

   (   ) Verdadeiro   (   ) Falso

10. Um agricultor usou, por vários anos seguidos, sulfato de amônio, (NH₄)₂SO₄, como única fonte de nitrogênio para a lavoura. Uma análise mostrou que o solo ficou mais ácido.

    a) Escreva a equação de hidrólise que explica a acidificação provocada pelo íon amônio.

    b) Explique, com uma equação, como a aplicação de calcário (CaCO₃) corrige a acidez do solo.

    c) Cite um efeito negativo da acidez excessiva para as plantas ou para a vida no solo.

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