01 - Quando um sal se dissolve em água, a solução resultante pode ter caráter ácido, básico ou neutro, dependendo da natureza do sal. Em 2 frascos contendo
de água deionizada cada, são adicionados, separadamente,
de acetato de sódio (
- frasco A) e
de cianeto de amônio (
- frasco
). Com auxílio de um papel indicador de pH , foi feita a estimativa de pH dessas soluções.
Dados:
.
A respeito do assunto, considere as seguintes afirmativas:
- A solução do frasco A possui caráter básico.
- A solução do frasco
possui caráter ácido.
- O pH da solução do frasco A possui valor entre 9,30 e 9,50 .
- A concentração, em quantidade de matéria, do íon amônio no frasco B é de
.
Assinale a alternativa correta.
a) Somente a afirmativa 4 é verdadeira.
b) Somente as afirmativas 1 e 2 são verdadeiras.
c) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras.
-d) Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são verdadeiras.
e) As afirmativas
e 4 são verdadeiras.
A respeito do assunto, considere as seguintes afirmativas:
a) Somente a afirmativa 4 é verdadeira.
b) Somente as afirmativas 1 e 2 são verdadeiras.
c) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras.
-d) Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são verdadeiras.
e) As afirmativas
Passo 1
Neste exercício vamos analisar o caráter ácido ou básico de soluções de sais (acetato de sódio e cianeto de amônio), calcular pH e concentração molar. Para isso usaremos hidrólise salina, relações Ka·Kb=Kw, cálculo de pOH e pH, além de concentração molar (C=n/V).
Passo 2
Para o frasco A (acetato de sódio): massa molar do sal = 82,03 g·mol⁻¹. O número de mols é n=10,0 g/82,03 g·mol⁻¹≈0,122 mol. Como o volume é 0,100 L, a concentração inicial de CH₃COO⁻ é C=0,122 mol/0,100 L=1,22 M.
Passo 3
O íon acetato CH₃COO⁻ é a base conjugada do ácido fraco CH₃COOH. A constante de base associada é
Kb= Kw/Ka = 1,0×10⁻¹⁴/1,75×10⁻⁵ ≈ 5,71×10⁻¹⁰. Como há hidrólise produzindo OH⁻, a solução será básica, confirmando a afirmativa 1.
Kb= Kw/Ka = 1,0×10⁻¹⁴/1,75×10⁻⁵ ≈ 5,71×10⁻¹⁰. Como há hidrólise produzindo OH⁻, a solução será básica, confirmando a afirmativa 1.
Passo 4
Para estimar o pH do frasco A: cálculo da [OH⁻] em solução de base fraca:
[OH⁻] = √(Kb·C) = √(5,71×10⁻¹⁰·1,22) ≈ 2,64×10⁻⁵ M
pOH = –log(2,64×10⁻⁵) ≈ 4,58
pH = 14 – 4,58 = 9,42
Esse valor está entre 9,30 e 9,50, tornando a afirmativa 3 verdadeira.
[OH⁻] = √(Kb·C) = √(5,71×10⁻¹⁰·1,22) ≈ 2,64×10⁻⁵ M
pOH = –log(2,64×10⁻⁵) ≈ 4,58
pH = 14 – 4,58 = 9,42
Esse valor está entre 9,30 e 9,50, tornando a afirmativa 3 verdadeira.
Passo 5
No frasco B temos NH₄CN, sal de ácido fraco (NH₄⁺) e base fraca (CN⁻). Calculamos:
Ka(NH₄⁺) = Kw/Kb(NH₄OH) = 1,0×10⁻¹⁴/1,8×10⁻⁵ ≈ 5,56×10⁻¹⁰
Kb(CN⁻) = Kw/Ka(HCN) = 1,0×10⁻¹⁴/4,9×10⁻¹⁰ ≈ 2,04×10⁻⁵
Como Kb(CN⁻) > Ka(NH₄⁺), predomina a formação de OH⁻ e a solução é básica, logo a afirmativa 2 é falsa.
Ka(NH₄⁺) = Kw/Kb(NH₄OH) = 1,0×10⁻¹⁴/1,8×10⁻⁵ ≈ 5,56×10⁻¹⁰
Kb(CN⁻) = Kw/Ka(HCN) = 1,0×10⁻¹⁴/4,9×10⁻¹⁰ ≈ 2,04×10⁻⁵
Como Kb(CN⁻) > Ka(NH₄⁺), predomina a formação de OH⁻ e a solução é básica, logo a afirmativa 2 é falsa.
Passo 6
Para concentração de íon amônio no frasco B: massa molar NH₄CN = 44,04 g·mol⁻¹. n = 10,0 g/44,04 g·mol⁻¹ ≈ 0,227 mol. Com V=0,100 L, C(NH₄⁺)=0,227 mol/0,100 L = 2,27 M, tornando a afirmativa 4 verdadeira.
Passo 7
Como verdadeiras ficaram as afirmativas 1, 3 e 4, e a 2 é falsa, a alternativa correta é a (d).
Resposta
(d) Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são verdadeiras.