Potenciais padrão de redução e pilhas

1)(UDESC) Os principais fenômenos estudados pela eletroquímica são a produção de corrente elétrica, através de uma reação química (pilha), e a ocorrência de uma reação
química, pela passagem de corrente elétrica (eletrólise). Com relação a esses fenômenos, analise as proposições abaixo.

I – As pilhas comuns são dispositivos que aproveitam a transferência de elétrons em uma reação de oxirredução, produzindo uma corrente elétrica, através de um condutor.

II – Em uma pilha a energia elétrica é convertida em energia química.

III – O fenômeno da eletrólise é basicamente contrário ao da pilha, pois enquanto na pilha o processo químico é espontâneo (ΔEº> 0), o da eletrólise é não-espontâneo (ΔEº< 0).

Assinale a alternativa correta.

a)      Somente a proposição II é verdadeira.

b)      Somente as proposições I e II são verdadeiras.

c)      Somente as proposições I e III são verdadeiras.

d)     Somente a proposição I é verdadeira.

e)      Todas as proposições são verdadeiras.

2) Uma célula voltaica utiliza a reação equacionada a seguir e opera a 298 K.

          Zn(S) +  +

Sobre essa célula voltaica, pede-se:

a)A d.d.p. da célula sob condições padrões.

b)A d.d.p. da célula quando [ ]= 0,75 mol/L e a [ ]= 1,5 mol/L

3)Considere a seguinte pilha: // /

Sabendo que o cobre cede elétrons espontaneamente aos íons Ag+, é correto afirmar que:

a)      a concentração de íons Ag+ na solução diminui.

b)      a prata é o agente redutor.

c)      o íon Cu2+ sofre oxidação.

d)     o eletrodo negativo ou ânodo terá a sua massa aumentada

e)      o fluxo de elétrons é :

4)(UFF) A primeira pilha elétrica produzida pelo italiano Alessandro Volta em 1800 consistia em discos de Zn e Ag metálicos, separados por discos de papelão molhados com solução aquosa de cloreto de sódio. Desde então, vários outros modelos e combinações de elementos foram sendo propostos. Uma das pilhas mais simples é a de Daniell, a qual é obtida da montagem adequada das semicélulas Cu^2+/Cu⁰ e Zn^2+/Zn⁰.

Dado                                         E0(V)

Zn2+ + 2 e- ¦ Zn0                 - 0,76V

Cu2+ + 2 e- ¦ Cu0                   0,34V

Considerando as informações, assinale a alternativa correta.

a)      O potencial padrão da pilha é de - 1,10 v.

b)      O potencial padrão da pilha é de 0,76 v.

c)      O anodo de cobre tem polaridade negativa.

d)     O potencial E⁰(Cu/Cu²⁺) é 0,34 v.

e)      O anodo é formado pela semicélula do zinco.

5) (UDESC) Abaixo são dados os potenciais padrões de redução dos metais prata e ferro, a 25 ºC.

Coloca-se uma barra de prata em uma solução aquosa de FeSO₄ 1,0 mol.L^-1, a 25 ºC. Com relação ao que deve ocorrer com o sistema acima, pode-se afirmar que:

a)      A equação global da reação é: 2 +           2 +

b)      A barra de prata deve reagir com o.

c)      O deve favorecer a oxidação da prata pela água em presença de oxigênio.

d)     Sendo a diferença de potencial igual a -0,36V, nas condições padrões a reação é espontânea.

e)      Sendo a diferença de potencial –1,24 V, nas condições padrões, nenhuma reação deve ocorrer.

6)Considerando a tabela a seguir, assinale a alternativa correta:

Potenciais – Padrão de redução ( em Volts)
+             Li	-3,5
+ 2            Cu	+0,34
+ 2Ba	-2,90
+ 3Au	+1,50
+ 3            Cr	-0,74
+ 1            Ag	+0,80

a)      O potencial do par (Li/)= -3,05V.

b)      Para 2 mol de , o potencial padrão de redução é igual a +0,68V.

c)      O potencial da pilhaLi////Cu é igual a 3,93V.

d)     O cátion  é menos reativo que o cátion .

e)      Dos elementos citados, o lítio é o que tem o maior potencial de oxidação.

7) sobre potenciais de redução e potenciais de oxidação, podemos afirmar que:

a)      O potencial de redução do ouro metálico é maior que o potencial de redução do ferro metálico.

b)      O potencial de oxidação do gás flúor é maior que o potencial de oxidação do gás cloro.

c)      São iguais para o átomo de hidrogênio.

d)     O potencial de redução do cátion  é simétrico ao potencial de oxidação do átomo X.

e)      São propriedades extensivas.

8) Os potenciais dos pares (/ ) (/ Cu) são respectivamente, -1,66V e +0,34V. calcule o    G° da pilha galvânica -Cu.

Dado: F = 96.500 C/mol.

9)Quando a pilha  / ///Ag  sofre descarga, podemos afirmar que:

a)      [] decresce.

b)      [Ag] decresce.

c)      O potencial de oxidação do alumínio metálico decresce, enquanto o potencial de oxidação da prata metálica cresce.

d)     O potencial de redução do alumínio metálico cresce , enquanto o potencial de redução da prata metálica decresce.

e)      O ânodo sofre aquecimento, enquanto o cátodo sofre resfriamento.

10) Para a pilha galvânica descarregada Li///Cu/ , podemos afirmar que:

Dados:  (/Li) = -3,05V(/Cu) = +0,34V

a)      G°>0V

b)      G°<0V

c)      > 0

d)     Não há transferência de elétrons pelo condutor externo.

e)      <0V

Cap 21

05.(Cesgranrio) A proteção catódica ilustrada na figura é um dos métodos utilizado

para proteger canalizações metálicas subterrâneas contra a corrosão. Próxima à

canalização e ligada a ela por um condutor, é colocada uma barra de metal para que

sofra preferencialmente a ação do agente oxidante.

Considerando uma tubulação deferro, assinale a opção que se refere ao elemento que pode ser utilizado como protetor.

Dados:

 + 2

 + 2

 +

 + 2

 + 2

 + 2

a) Cu.

b) Ag.

c) Mg.

d) Ni.

e) Pb.

 

2) (UECE) Um dos grandes problemas que atingem artefatos metálicos, sobretudo o ferro, é a corrosão. Algumas técnicas minimizam seus efeitos. Analise cuidadosamente as alternativas a seguir, e usando seus conhecimentos sobre metais e os dados da tabela de potenciais- padrão de redução de alguns metais.

Metal	Potencial de redução
/	+0,80
/	-0,34
/	-0,44
/	-0,76
/	-2,71

Escolha o metal mais apropriado para conter acorrosão superficial de um prego novo em contatocom a água:

A)Prata

B)Zinco

C)Cobre

D)Sódio

3) Observe as imagens e responda à questão.

imagens retirada da apostila 4 do Sistema Ari de Sá do 2°Ano do Ensino Médio

A figura faz referência ao fenômeno :

a)      Zincagem

b)      Estanhagem

c)      Cromação

d)     Passivação

e)      Niquelação

4) Para proteger eficazmente o ferro sujeito a intempéries, deve-se recobri-lo com:

Dados:

E° ( / Au) = +1,5V, E° ( / Cu)= +0,34V, E° ( / Ag) = +0,80V,

E° ( / Sn) = -0,13V, E° ( / Zn) = -0,76V, E° ( / Fe) = -0,44V.

a)      Ouro

b)      Cobre

c)      Prata

d)     Estanho

e)      Zinco

5) As estátuas de metal, em geral confeccionadas em cobre metálico, apresentam coloração típica. Com o passar do tempo, todavia, observa-se o aparecimento de uma coloração verde que é atribuída ao produto de reação de oxidação do cobre com o ar.

Considerando que tintas protetoras contendo metal podem funcionar como ânodo de sacrifício e conhecendo-se o valor do potencial-padrão de redução da reação, analise a tabelas a seguir.

Tinta	Metal	Semirreação de redução	Potenial-padrão de redução E° (V)
I	Pb	+ 2	+1,67
II	Zn	+ 2       Zn	-0,76
III	Sn	+ 2       Sn	-0,14
IV	Fe	+ 2       Fe	-0,44
V	Ti	+ 2         Ti	-1,63

Dados:  + 2        Cu, E° = +0,34 V.

Considerando somente as informações contidas nas questões, assinale a alternativa que apresenta a tinta , mais eficaz na proteção de uma estátua de cobre.

a)      Tinta I

b)      Tinta II

c)      Tinta III

d)     Tinta IV

e)      Tinta V

6) Algumas donas de casa ficam contrariadas devido à opacidade das panelas de alumínio. Para deixar as panelas ariadas, elas precisam remover a película de:

a)     

b)     

c)     

d)    

e)      Fe

7)(ENEM) Ferramentas de aço podem sofrer corrosão e enferrujar. As etapas químicas que correspondem a esses processos podem ser representadas pelas equações:

Fe +  +            Fe

Fe +  + Fe

Fe + nFe . n(ferrugem)

Uma forma de tornar mais lento esse processo de corrosão e formação de ferrugem é engraxar as ferramentas. Isso se justifica porque a graxa proporciona

a) lubrificação, evitando o contato entre as ferramentas.

b) impermeabilização, diminuindo seu contato com o ar úmido.

c) isolamento térmico, protegendo-as do calor ambiente.

d) galvanização, criando superfícies metálicas imunes.

e) polimento, evitando ranhuras nas superfícies.

7) (UFPR- Adaptada) A corrosão dos metais é um processo de considerável importância econômica porque diminui a vida útil dos produtos metálicos, cuja substituição é de custo elevado.

M   Ferro   Durante o processo de corrosão, os metais sofrem oxidação. O ferro, por exemplo, oxida-se, resultando na ferrugem (Fe2O3.H2O). A transformação de ferro metálico em ferrugem só ocorrerá na presença de um agente oxidante. As semi-reações a seguir estão envolvidas no processo de corrosão do ferro. I–        Fe3+(aq)    +    3 e-¾®     Fe(s)                                   Eº =  -0,04 V II–       2 H2O(líq)    +    2 e-¾®     H2(g)    +   2 OH-(aq)         Eº =  -0,41 V III –    O2(g)+    4 H+(aq)     +    4 e-¾®     2 H2O(líq)          Eº =  +0,82 V Um modo simples de prevenir a corrosão consiste em proteger a superfície metálica pela pintura. Outra forma de proteção é a galvanização, que consiste na aplicação de uma camada de zinco à superfície do ferro. Grandes estruturas podem ser protegidas pela sua conexão a um bloco de zinco ou magnésio (ver figura a seguir, onde M representa Mg ou Zn). Conforme o caso, as semi-reações envolvidas são: IV–     Zn2+(aq)    +    2 e-¾®     Zn(s)             Eº = -0,76 V V–       Mg2+(aq)   +    2 e-¾®     Mg(s)            Eº = -2,36 V

Com base no texto anterior, assinale a alternativa correta sobre o processo de corrosão do ferro.

a) As semi-reações I e II indicam que uma película de água pura sobre a superfície do ferro é um poderoso oxidante desse metal, resultando na ferrugem.

b) A semi-reação III revela que o gás oxigênio favorece o processo de corrosão.

c) Uma película de tinta previne a corrosão por impedir o contato do metal com o agente oxidante.

d) Na galvanização, o zinco protege o ferro por ceder elétrons mais facilmente que este último.

e) O zinco é um melhor redutor que o magnésio.

9) Quando uma folha de aço recoberta com zinco é furada com um prego, o enferrujamento começa pelas bordas do orifício.

imagens retirada da apostila 4 do Sistema Ari de Sá do 2°Ano do Ensino Médio

a)      A chapa atua como metal de sacrifício para proteger o ferro.

b)      O zinco é um promotor da corrosão.

c)      O ferro é um agente oxidante.

d)     O aço não está protegido pelo zinco e entra em contato com o ar e com a umidade.

e)      O aço é agente oxidante.

10) Em fortaleza, no Ceará, um poste localizado na Praia do Futuro, que deveria ter a vida útil entre 25 e 30 anos, dura menos do que cinco. Um dos fatores que levam a essa agressiva corrosão é:

a) Maresia.

b) Aausência de chuvas no Ceará.

c) O material com o qual o poste foi feito.

d) A quase ausência de ventos nessa praia.

e) A pequena incidência de raios solares no litoral cearense.

Kps

1. (FESP-PE) Um determinado “HLnd” apresenta uma constante de dissociação, Ki=1,0x10^-5. Admitindo-se que a forma não-ionizada tem coloração amarela e o íon-Ind tem coloração roxa, é de se esperar que as soluções aquosas de hidróxido de sódio, carbonato de potássio, borato de sódio e cianeto de potássio, quando em contato com algumas gotas de indicador, apresentem, respectivamente, as colorações.

A)amarela-roxa-roxa-amarela

B)roxa-roxa-amarela-amarela

C) amarela- amarela-amarela-amarela

D) roxa-roxa-roxa-roxa

e)roxa-roxa-roxa-amarela

Resolução:

HLND→H^+  + IND^-

 Ao aplicar o princípio de Le chatelier, sabemos que aumentando a concentração do íon hidrogênio(ácido fraco) assume a forma molecular(não ionizada). Por outro lado, se a concentração do íon hidrogênio diminuir, o indicador assume forma ionizada. Como os elementos citados na questão são bases, significa que a concentração do íon hidrogênio diminuiu, e segundo a questão quando surge íon, a coloração é roxa.

Comentário: Nível intermediário, a questão requer conhecimento a respeito da tabela de basicidade e sua coloração.

2. (Unifor) Carbonato de sódio, quando dissolvido em água, origina solução básica. Isso porque o ânio do sal interage com água, originando:

A) ácido fraco

B)Base fraca

C) sal básico pouco solúvel

D) sal ácido pouco solúvel

E) gás de caráter ácido

 DISSOCIA O CARBONATO DE SÓDIO

Na2CO3→ Na2^3+  + CO3^2-( ânion)

O ânion reage com água-----dois átomos de água

CO3^2-   +    2H20→ CO3^2- + 2H + 2OH^- = H2CO3 + 2OH^-

Comentário: Nível intermediário. O estudante precisa ter conhecimento de que nesse processo é liberado OH-, assim sendo um ácido fraco.

3.(UNIFESP) O nitrito de sódio, NaNO2, é um dos aditivos mais utilizados na conservação de alimentos. É um excelente agente antimicrobiano e está presente em quase todos os alimentos industrializados à base de carne, tais como presuntos, mortadelas, salames, entre outros. Alguns estudos indicam que a ingestão desse aditivo pode proporcionar a formação, no estômago, de ácido nitroso e este desencadear a formação de metabólitos carcionogênicos.

Dada a constante de hidrólise Kh= Kw/Ka e considerando as constantes de equilíbrio Ka (HNO2) = 5.10^4 e Kw =  1.10^-14, a 25˚ C , o pH sw uma solução aquosa de nitrito de sódio 5.10^2 mol/L, nessa mesma temperatura, tem valor aproximadamente igual a:

A)10

B)8

C)6

D)4

E)2

Dissocia: NaNO2 + H2O→ Na^+  +  NO2^-  + H^+  +  OH^-

QUE FORMA HNO2 + NaOH.

Como o NO2 é um ânio proveniente de um ácido fraco, este sofre hidrólise.

Kw = [H^+] [OH^-]. Calcular o [OH^-]

Kh= Kw/Ka= 1.10^-14/5.10^-4= Kh= 2.10^-11

Kh= [HNO2] [OH^-]/[NO2]= Kh=X.X/5.10^-2

2.10^-11= x²/5.10^-2 = x²= 2.10^-11x5.10^-2 =

x²= 1.10^-11.10^-2

x= 1.10^-6

calcular o pH

[OH–] = 1 · 10–6mol/L

pH = ?

pOH = –log [OH–]

pOH = –log10–6 →pOH = 6

 pH + pOH = 14

logo: pH + 6 = 14  →pH = 14 – 6

pH= 8

Comentário: Nível avançado. Faz-se necessário o conhecimento a respeito de dissociação, Fórmulas kh e Kw, Além de potencial e Concentração, tanto hidrogênionica quanto hidroxilíonica.

4. (PUC-CAMP) Mares absorvem grande parte de CO2 concentrado  na atmosfera, tornando-se mais ácidos e quentes, segundo cientistas

       A Royal Society, do Reino Unido, começou um estudo para medir os níveis de acidez dos oceanos sob influência do aumento da concentração de dióxido de carbono. O CO2 concentrado na atmosfera é responsável pelo efeito estufa

       Na água, elevando a acidez, o gás interfere na vida de corais e seres dotados de concha, assim como diminui a reprodução do plâncton, comprometendo a cadeia alimentar de animais marinhos.

      Em uma solução aquosa de 0,10 mol/L de carbonato de sódio ocorre hidrólise do íon carbonato:

CO3^–2+ H2O →HCO3– + OH–

Constante de hidrólise, Kh= 2,5.10^-4

Calculando-se, para essa solução, o valor de [OH-] em mol/L, encontra-se

A)5.10^-3

B)4.10^-3

C)3.10^-3

D)2.10^-3

E)1.10^-3

Na questão ele fornece a hidrólise, facilitando a resolução

Kh= concentração produtos/concentração dos reagentes

CO3^–2+ H2O →HCO3– + OH–

0,1            cons       x              x

Kh= [HCO3^-] [OH^-]/[CO3^2-]

2,5.10^-4= X.X/0,1

2,5.10^-4. 0,1= X²

X= 5.10^-3

X= [OH-] = 5.10^-3

Comentário: Nível avançado, requer conhecimento a respeito de Kh, e cálculos algébricos.

5. (UNESP) Em um laboratório, 3 frascos contendo diferentes sais tiveram seus rótulos danificados. Sabe-se que cada frasco contém um único sal e que soluções aquosas produzidas com sais I,II,e III apresentaram, respectivamente, pH ácido, pH básico e pH neutro. Estes sais podem ser, respectivamente:

A) acetato de sódio, acetato de potássio e cloreto de potássio

B)cloreto de amônio, acetato de sódio e cloreto de potássio

C)cloreto de potássio, cloreto de amônio e acetato de sódio

D)cloreto de potássio, cloreto de sódio e cloreto de amônio

E) cloreto de amônio, cloreto de potássio e acetato de sódio

Frasco I→cloreto de amônio

Dissociação: NH4Cl: NH4 + Cl-→NH4+H20→NH3 + H3O-

A presença de H3O-  mostra que é ácido

Frasco II: O acetato de sódio ocorre entre o ácido acético (fraco) e hidróxido de sódio(forte)

CH3COOH+ NaOH→NaCH3coo + H20

Frasco III: o KCl é a reação de uma base forte(KOH) e um ácido forte (HCl)

KOH + HCl→ KCl + H20

Comentário: Nível intermediário, pois requer conhecimento a respeito de dissociação, e tabela de basicidade.

6.(PUC-CAMP) No plasma sanguíneo, há um sistema-tampão que contribuiu para manter seu pH dentro do estreito intervalo 7,35-7,45. Valores de pH fora desse intervalo ocasionam perturbações fisiológicas, Entre os sistemas químicos a seguir, qual representa um desses tampões?

A) H2CO3/HCO3-

B) H+/OH-

C) HCl/Cl-

D) NH3/OH-

E)Glicose/frutose

Soluções tampões são formadas ou por ácido fraco e um ânion desse ácido fraco (H2CO3-/HCO3-) ou por uma base fraca e um cátion dessa base.

Comentário: Nível fácil, pois requer conhecimento a respeito da teoria básica de solução- tampão, teorias que já mencionamos no blog.

7. O pH de um tampão, preparado misturando-se 0,1 mol de ácido lático e 0,1 mol de lactato de sódio, em litro de solução é

Dados: Ka=1,38.10^-4, log 1,38=0,14

 A)3,86

B)3,76

C)5,86

D)6,86

E)4,86

pH de uma solução tampão se calcula

pH= pKa+log( log é a razão do sal pelo ácido) como os dois tem a mesma concentração, essa razão é 1 e o log é zero.

 pH= pKa= -logpKa

pKa= -log (1,38.10^-4)

pH= -0,14+4

ph=3,86

Comentário: Nível intermediário. Requer conhecimento a respeito das fórmulas de pH, pKa. Esplanadas abaixo.

8) É aconselhável que a relação entre o ph e o pKa de uma solução-tampão seja igual a:

A)10^0

B)10^1

C)10^2

D)10^3

E)10^4

pH e pKa tornam-se mas eficazes, quando são de mesmo valor numérico. Um tampão varia pouco o valor da acidez, logo a relação é a menor possível, ou seja, 10^0

Comentário: Nível fácil, pois requer conhecimento a respeito das teorias de pH e pKa.

9.(UEM) Qual é o ph aproximado de uma solução obtida por meio da mistura de 100 ml de uma solução aquosa de HCN de concentração 1.10^-2 mol.L^-1 com 100 ml de uma solução aquosa de KCN de concentração 5.10^-2 mol.L^-1, sabendo que o Ka do HCN é 4,9.10^-10(pKa=9,31)

A)pH=2

B)pH=12

C)pH=10

D)pH=7

E)pH=4

pH= pKa +log(concentração sal dividido pela concentração do ácido)

pH= 9,31 +log 5.10^-2/1.10^-2

pH= 9,31 + log5

ph= 9,31 + 0,69

pH= 10

Comentário: Nível fácil, pois requer conhecimento a respeito de potencial Hidrogênionico.

10.(UNIFOR) Considere um litro de solução aquosa 0,10 mol/L de ácido acético(CH3COOH). Para obter-se uma solução tampão( aquela cujo pH não se altera pela adição de ácidos ou bases),pode misturar-se  essa solução com um litro de solução aquosa 0,10 mol/l de:

A)Ácido sulfúrico(H2SO4)

B)hidróxido de sódio(NaOH)

C)cloreto de sódio(NaCl)

D)amônia(NH3)

E)acetato de sódio(CH3COONa)

A solução tampão é formada por um ácido fraco e um ânion desse ácido, por uma base fraca e um cátion desse ácido ou por ácido fraco e um sal desse ácido.

Formação do acetato de sódio satisfaz a condição de ácido fraco e um sal desse ácido.

Formação do acetato de sódio

CH3COOH+Naoh→NaCH3COO+H2O

Ácido acético             acetato de sódio

Comentário: Nível Intermediário. Requer conhecimento a respeito de Solução Tampão.

pH e pOH

01.  (Puccamp-SP) A hidroxiapatita, fosfato naturalmente encontrado no solo, apresenta

em meio ácido a reação: Ca₅(OH)(PO₄)₃(s) + 4H+(aq) ↔ 5Ca²⁺+(aq) + 3HPO₄ᶟ⁻(aq) + H₂O (liq)

A adição de hidroxiapatita em determinados locais modifica o solo, pois

a) aumenta o pH, devido à formação de ácidos.

b) diminui o pH, devido à formação de ácidos.

c) aumenta o pH, porque consome H+ (aq).

d) diminui o pH, porque produz sais ácidos.

Comentário:Nível Intermediário. Modifica o solo aumentando o pH porque consome [H+] através da reação com [OH-] que apresenta na sua equação.

02. (UFES) Em uma solução de 1,0x10⁻⁵mol/L de Al(OH)₃, a concentração de íons Al³⁺ e o pH são, respectivamente: Dado: log3=0,4777.

1 A(OH)3(aq) 1 A3+

(aq) + 3 OH–

(aq)

1·10–5 mol/L

m = 1,0·10–5 mol/L

1·10–5 mol/L 3·1·10–5 mol/L = 3 · 10–5 mol/L

Dessa forma, podemos encontrar o pH da solução de

A(OH)3.

[OH–] = 3 · 10–5 mol/L ⇒pOH = –log[OH–] ∴pOH = –(log3 ·

10–5)

∴pOH = –(log3 + log10–5) = –(log3 – 5log10)

∴pOH = – (0,477 – 5)

∴pOH = – 0,477 + 5

∴pOH = 4,52 ⇒pH = 9,48

Logo, a [A3+] = 1,0 · 10–5 mol/L e o pH = 9,48

03. (ITA – Adaptada) Determine a massa de hidróxido de sódio que deve ser dissolvida em 0,500 mL de água para que a solução resultante tenha um pH ≈ 13 a 25°C.

 Para uma solução aquosa de KOH a 25 °C, temos:

pH = 13 ⇒pOH = 1, logo a [OH–] = 10–1 mol/L, V = 0,5 mL

= 0,0005 L, M = 56 g/mol, m = ?

M1V1 = M2V2



0,1 mol/L 56 g/mol 0,0005 L

∴m = 0,1 · 0,0005 · 56 g

∴m = 0,00005 · 56 g

∴m = 0,0028 g ∴m = 2,8 · 10–3 g

Comentário: Nível avançado. Requer conhecimento a respeito das fórmulas de Potencial e concentração tanto hidrogeniônica quanto hidroxilionica. 

04. (FUVEST) O indicador azul de bromotimol fica amarelo em soluções aquosas de concentração hidrogeniônica (concentração de H+ (aq)) maior do que 1,0. 10-6 mol/L e azul em soluções de concentração hidrogeniônica menor que 2,5.10-8 mol/L. Considere as três soluções seguintes, cujos valores de pH são dados entre parênteses: suco de tomate(4,8), água da chuva ( 5,6) e água do mar (8,2). As cores apresentadas por essas soluções são, respectivamente: 

a) amarelo, amarelo, amarelo.
b) amarelo, amarelo, azul.
c) amarelo,azul,azul.
d) azul,azul,amarelo.
e) azul,azul,azul.

 [H+] = 1·10–6 mol/L ⇒pH = –log[H+] ⇒pH = –log 10–6

⇒pH = 6 (amarelo).

[H+] = 2,5 · 10–8 mol/L ⇒pH = –log[H+]

∴pH = –log 2,5 · 10–8

∴pH = –(log 2,5 + log 10–8)

∴pH = –(log 2,5 – 8 log10)

∴pH = –(0,4 – 8 )

∴pH = –0,4 + 8 ∴pH = 7,6 (azul)

 Comentário: Nível fácil, requer conhecimento apenas de Potencial e Concentração Hidrogenionica.

05.(FUVEST) Ao tomar dois copos de água, uma pessoa dilui seu suco gástrico (solução contendo ácido Clorídrico), de pH = 1, de 50 para 500 ml. Qual o pH da solução resultante logo após a ingestão da água?

R: B)

06. (VUNESP) O leite de magnésia, constituído por uma suspensão aquosa de Mg(OH)₂, apresenta. pH igual a 10. Isto significa que:

a) o leite da magnésia tem propriedades ácidas.

b) a concentração de íons OH⁻é igual a 1 mol/L.

c) a concentração de íons H₃O⁺ é igual a 1 mol/L.

d) a soma das concentrações dos íons H₃O⁺ e OH⁻é igual a 1mol/L.

R: C) pH = 10 ⇒pOH = 4, assim temos:

[H+] = 10–10 mol/L e [OH–] = 10–4 mol/L

07. (FUVEST) Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma solução de pH = 3. Nessa solução, as concentrações em mol/L de CH₃COO⁻e de CH₃COOH são, respectivamente, da ordem de:

Dado: Valor numérico da constante de ionização do ácido acético = 1,8x10⁻⁵.

08. (ITA-SP) A 60°C o produto iônico da água, [H+].[OH-], é igual a 1,0.10^-13. Em relação a soluções aquosas nesta temperatura são feitas as seguintes afirmações:

I. Soluções ácidas são aquelas que têm pH< 6,5.

II. Soluções neutras têm pH = 6,5

III. Soluções básicas têm pH> 6,5.

IV. pH+pOH tem que ser igual a 13,0.

V. Solução com pH = 14 é impossível de ser obtida.

R: E) pH = 3 ⇒[H+] = 10–3 mol/L

CH3COOH ⇒CH3COO– + H+

X 10–3 mol/L 10–3 mol/L

Ka= [H+] · [CH3COO–] / [CH3COOH]

1,8 · 10–5 = 10–3 · 10–3/X ⇒X = 5 · 10–2 mol/L

09. (PUC-RJ)O pH de uma solução aquosa varia com a concentração de íon H+, de acordo com o gráfico abaixo:

A relação pOH/pH de uma solução de concentração hidrogeniônica [H+] = 0,005 é, aproximadamente: 

R: A

[H+] = 5 · 10–3 mol/L ⇒pH = –log5 · 10–3 ⇒pH = –(0,7 – 3)

⇒pH= 2,3

pH + pOH = 14 ⇒pOH = 14 – 2,3 ⇒pOH = 11,7

pOH/pH ⇒11,7/2,3 ⇒5,1

10.  (UFMS) A metilamina é uma base fraca que se ioniza de acordo com a seguinte equação: CH₃NH₂(l) + H₂O(aq) ↔CH₃NH⁺ (aq) + OH⁻(aq).Se uma solução de concentração 0,25 mol/L dessa base estiver 4% ionizada, o valor do pH será igual a:

R: C)