3 Trimestre: 2 série

Tarefa 25: Grau de equilíbrio (agosto)

1. A porcentagem de moléculas de ácidos que formam íons em água é chamada:a) equilíbrio químico;b) grau de dissociação;c) grau de ionização;d) porcentagem em massa;e) potencial de dissociação

2. A porcentagem de moléculas de bases que formam íons em água é chamada:a) equilíbrio químico;b) grau de dissociação;c) grau de ionização;d) porcentagem em massa;e) potencial de dissociação

3. O grau de ionização dos ácidos fracos é:a) maior que 50%b) entre 5% e 50%c) menor que 5%d) próximo de 100%e) entre 0 e 25%

4. O grau de ionização dos ácidos moderados é:a) maior que 50%b) entre 5% e 50%c) menor que 5%d) próximo de 100%e) entre 0 e 25%

Tarefa 26: Cálculo do grau de equilíbrio (agosto)

1. Um mol de certo monoácido ácido HA foi dissolvido em 1L de água formando 10 -4 mol de íons H+. Calcule o grau de ionização desse ácido.a) 1%b) 0,01%c) 0,001%d) 0,0001%e) 10%

2. Supondo que o grau de ionização do ácido fosfórico (H3PO4) seja 27%, calcule a concentração de íons H+ encontrados em uma solução a 2 mol/L desse ácido.a) 1,62 mol/Lb) 0,54 mol/Lc) 0,5 mol/Ld) 0,05 mol/Le) 5,4 mol/L

3. O grau de dissociação das bases fortes é:a) maior que 25%b) entre 5% e 50%c) menor que 5%d) próximo de 100%e) entre 0 e 25%

4. 0,1 mol de certo diácido H2B foi dissolvido em 1L de água formando 4 . 10 -2 mol de íons H+. Calcule o grau de ionização desse ácido.a) 1 . 10-3

b) 2 . 10-1

c) 4 . 10-3

d) 2 . 10-3

e) 1 . 10-1

Tarefa 27: Lei da diluição de Ostwald (agosto)

1. Uma solução 0,01 molar de um monoácido está 4,0% ionizada. A constante de ionização desse ácido é:a) 6,66 x 10–3 b) 1,66 x 10–5 c) 3,32 x 10–5 d) 4,00 x 10–5 e) 3,00 x 10–6

2. A constante de ionização de um ácido HX que está a 0,001% dissociado vale 10 –11. A molaridade desse ácido, nessas condições, é:a) 10–11 b) 0,001 c) 10–5 d) 0,10 e) 1,00

3. A constante de ionização do ácido acético, a 25oC, numa solução 2.10–2 molar, sabendo que nessas condições o seu grau de ionização é 3%, é:a) 2,5 x 10–3 b) 3,2 x 10–4 c) 1,8 x 10–5 d) 3,1 x 10–1 e) 1,4 x 10–3

4. (MACK – SP) – A reação de ionização do ácido nitroso, um ácido fraco, apresenta uma constante de ionização igual a 2,5 . 10–4. Calcule a concentração hidrogeniônica, no equilíbrio, para uma solução 0,1 molardo ácido.a) 2,5 . 10–4 mol/Lb) 25 . 10–6 mol/Lc) 2,5 . 10–6 mol/Ld) 25 . 10–3 mol/Le) 5.10–3 mol/L

Tarefa 28: de ionização (agosto)

1. (CESCEM – SP) – A tabela seguinte reúne as constantes de dissociação de alguns ácidos em soluçãoaquosa:Ácido kaI. Ácido acéticoII. Ácido fórmicoIII. Ácido cianídricoIV. Ácido hidrogenossulfúrico (HSO4

–)V. Ácido hidrogenossulfídrico (HS–)

1,8. 10–5

1,8. 10–4

4,8. 10–10

1,2. 10–2

1,0. 10–14

Qual o ácido mais forte?a) I b) II c) III d) IV e) V

2. (FUC – MT) – Considere soluções aquosas de mesma molaridade dos ácidos relacionados na tabela.

Podemos concluir que:a) o ácido que apresenta maior acidez é o ácido cianídrico.b) o ácido que apresenta menor acidez é o ácido acético.c) o ácido que apresenta menor acidez é o ácido hipocloroso.d) o ácido que apresenta maior acidez é o ácido nitroso.e) todos os ácidos apresentam a mesma acidez.

3. (FEI – SP) – A constante de equilíbrio ka dos ácidos HA, HB e HC, a 25oC, são, respectivamente, 1,8 . 10–5, 5,7 . 10–8 e 1,8 . 10–4. A ordem crescente de força desses ácidos é:a) HB; HA; HC b) HC; HA; HB c) HB; HC; HA d) HC; HB; HÁ e) HA; HB; HC

4. (PUC – MG) – São dados os ácidos carboxílicos abaixo e suas respectivas constantes de ionização:

A ordem crescente de acidez é:

a) ácido acético, iodoacético, bromoacético, cloroacéticoe dicloroacético;b) ácido acético, iodoacético, cloroacético, bromoacéticoe dicloroacético;c) dicloroacético, cloroacético, bromoacético, iodoacéticoe ácido acético;d) dicloroacético, bromoacético, cloroacético, iodoacéticoe ácido acético;e) iodoacético, bromoacético, cloroacético, dicloroacéticoe ácido acético;

Tarefa 29: Equilíbrio iônico da água (agosto)

01. Uma solução X que possui concentração de H+ igual a 1 x 10-3 possui:a) [OH-] = 10-3

b) caráter básicoc) caráter ácidod) [OH-] = 10-11

e) c e d estão corretas

02. (FUVEST – SP) – Observe os líquidos da tabela:

Tem caráter ácido apenas:a) o leite e a lágrima;b) a água de lavadeira;c) o café preparado e a coca-cola;d) a água do mar e a água de lavadeira;e) a coca-cola.

03. Considere os recipientes A, B e C. O recipiente A contém uma solução cuja concentração de H+ é 10–4 mol.L–1. O recipiente B contém uma solução cuja concentração de íons OH– é 10–5 mol.L–1 e o recipiente C contém uma solução cuja concentração de íons H+ é 10–8 mol.L–1. As substância são, respectivamente:a) base, ácido e baseb) ácido, neutra e basec) base, base e ácidod) ácido, ácido e neutrae) ácido, base e base

04. Uma solução de NaOH tem concentração de OH- igual a 1 x 10-2 . Isso indica que:a) [H+] = 10-3

b) tem caráter básicoc) tem caráter ácidod) [H+] = 10-10

e) é uma solução neutra.

Tarefa 30: pH e pOH parte I (agosto)

01. (PUCCAMP – SP) – Em São Paulo, a Cetesb constatou, em 1986, uma “chuva ácida” de pH = 5. Isso significa uma concentração de íons H+ da ordem de:a) 10–5 mols/L b) 5.10–1 mols/Lc) 5.10–5 mols/L d) 5.10–2 mols/Le) 5 mols/L

02. (UFMG) – A tabela mostra ospH característicos de alguns sistemas.

Sobre esses sistemas, pode-se afirmar que:a) clara de ovo é o sistema mais básico.b) sangue é o líquido mais próximo da neutralidade.c) suco de laranja é 1,5 vezes mais ácido do que a saliva.d) suco de tomate é duas vezes menos ácido do que vinagre.e) todos os líquidos da tabela são ácidos.

03. (VUNESP – SP) – Observe o pH, a 25°C, de alguns materiais presentes em nosso cotidiano:

Tem maior concentração hidroxiliônica:a) o vinagre; b) o vinho;c) a água com gás; d) a cerveja;e) o café.

04. (VUNESP – SP) – Um suco de tomate tem pH = 4. Isto significa que:a) o suco de tomate apresenta propriedades alcalinas.b) a concentração de íons H3O+ presentes no suco é 104 mol/L.c) a concentração de íons H3O+ presentes no suco é 10–4 mol/L.d) a concentração de íons OH– presentes no suco é 104 mol/L.e) a concentração de íons OH– presentes no suco é 10–4 mol/L.

Tarefa 31: pH e pOH parte II (agosto)

01. (VUNESP – SP) – A 25° C, o pOH de uma solução de ácido clorídrico, de concentração 0,10 mol/L, admitindo-se dissociação total do ácido, é:Dados (a 25°C): [H+] [OH–] = 1,0 x 10–14

pOH = – log. [OH–]a) 10–13 b) 10–1

c) 1 d) 7e) 13

02. (FCMSC – SP) – Qual das seguintes é a melhor definição de uma solução-tampão?a) Uma solução que não apresenta alteração de pH quando uma pequena quantidade de ácido ou base fortes é adicionada à solução.b) Uma solução que não apresenta grandes alterações de pH quando uma pequena quantidade de ácido ou base fortes é adicionada à solução.

c) Uma solução que não apresenta mudança de pH, quando a temperatura se modifica.d) Uma solução que apresenta mudança significativa no pH quando adicionamos pequenas quantidades de ácido forte.e) Um solução que apresenta mudança significativa de pH quando adicionamos pequenas quantidades de base forte.

03. (PUCCAMP – SP) – O pH do suco de laranja varia em média de 3,0 a 4,0. O pH do suco de tomate varia de 4,0 a 4,4 . Considerando os extremos dessas faixas de valores de pH que significam maior acidez, pode-se afirmar que a [H+] do suco de laranja, em relação ao suco de tomate é:a) cento e quarenta vezes maior;b) cento e quarenta vezes menor;c) igual;d) dez vezes menor;e) dez vezes maior.

04. Um suco de limão apresenta [H+] = 5,0 . 10–3 mol/L. Qual o seu pH (dado: log 5 = 0,7)?a) 2,3 b) 3,0c) 5,0 d) 5,7e) 7,3

Tarefa 32: pH e pOH e solução tampão (agosto)

01. (UFMG) – Certa água mineral tem pH = 4,6, segundo informações no rótulo. Todas as alternativas sobre essa água estão corretas, exceto:a) Contém excesso de íons H+.b) Contém H+ numa concentração entre 1.10–4 mol/L e 1.10–5 mol/L.c) Contém mais íons H+ do que OH–.d) É levemente básica.e) É uma solução.

02. (FCC – BA) – Para corrigir acidez do solo é comum a utilização de cal extinta, Ca(OH)2. Com esseprocedimento provoca-se no solo:a) aumento de pH, uma vez que a cal extinta é ácida.b) aumento de pH, uma vez que a cal extinta é básica.c) diminuição de pH, uma vez que a cal extinta é ácida.d) aumento de pOH, uma vez que cal extinta é básica.e) diminuição de pOH, uma vez que a cal extinta é ácida.

03. (UFPA) – A adição de uma pequena quantidade de ácido ou base produzirá uma variação desprezívelno pH da solução de:a) NH4Clb) NH4Cl/NaOHc) NH4Cl/HCld) NH4Cl/NaCle) NH4Cl/NH4OH

04. (CESGRANRIO – RJ) – Assinale a opção na qual as substâncias relacionadas podem formar uma solução-tampão de pH < 7:

a) NH4Cl, H2Ob) NH4Cl, NH3, H2Oc) Na2SO4, H2SO4, H2Od) CH3COOH, CH3COONa, H2Oe) HCl, NaCl, H2O

TAREFAS DE SETEMBRO, OUTUBRO E NOVEMBRO

Tarefa 01: HIDRÓLISE SALINA I

1. Os compostos cianeto de sódio (NaCN), cloreto de zinco (ZnCl2), sulfato de sódio (Na2SO4) e cloreto de amônio (NH4Cl) quando dissolvidos em água tornam o meio respectivamente:

a) básico, ácido, ácido, neutrob) ácido, básico, neutro, ácido

c) básico, neutro, ácido, ácidod) básico, ácido, neutro, ácidoe) ácido, neutro, básico, básico

2. (UEL) Dentre as substâncias a seguir, a única que propicia diminuição de pH quando acrescentada à água é

a) NH4NO3

b) CH4

c) NH3

d) NaOHe) NaCH3COO

3. Em três frascos A, B e C, dissolvemos, em água pura, respectivamente: cloreto de sódio (NaCl), cloreto de amônio (NH4Cl) e acetato de sódio (NaC2H3O2). Sabendo-se que somente os íons Na+ e Cl não sofrem hidrólise, podemos afirmar que o(a):a) pH da solução do frasco A se situa entre 8,0 e 10,0.b) pH da solução do frasco B se situa entre 11,0 e 13,0.c) pH da solução do frasco C se situa entre 2,0 e 4,0.d) solução do frasco A é mais ácida do que a do frasco B.e) solução do frasco B é mais ácida do que a do frasco C.

4. Um sal formado por base forte e ácido fraco hidrolisa ao se dissolver em água, produzindo uma solução básica. Esta é uma característica do:a) Na2Sb) NaClc) (NH4)2SO4

d) KNO3

e) NH4Br

Tarefa 02: HIDRÓLISE SALINA II

1. (FUVEST) O vírus da febre aftosa não sobrevive em pH<6 ou pH>9, condições essas que provocam a reação de hidrólise das ligações peptídicas de sua camada protéica. Para evitar a proliferação dessa febre, pessoas que deixam zonas infectadas mergulham, por instantes, as solas de seus sapatos em uma solução aquosa de desinfetante, que pode ser o carbonato de sódio. Neste caso, considere que a velocidade da reação de hidrólise aumenta com o aumento da concentração de íons hidroxila (OH). Em uma zona afetada, foi utilizada uma solução aquosa de carbonato de sódio, mantida à temperatura ambiente, mas que se mostrou pouco eficiente. Para tornar este procedimento mais eficaz, bastariaa) utilizar a mesma solução, porém a uma temperatura mais baixa.b) preparar uma nova solução utilizando água dura (rica em íons Ca2+).c) preparar uma nova solução mais concentrada.d) adicionar água destilada à mesma solução.e) utilizar a mesma solução, porém com menor tempo de contato.

2. (PUC RS) Responder à questão com base no quadro abaixo, que apresenta compostos, nomes comuns e valores de pH, que podem ou não estar corretamente associados.

A alternativa que contém as associações corretas éa) I - II - IIIb) II - III - IVc) III- IVd) III - IV - Ve) IV - V

3. (UFMG) Quando volumes iguais de soluções de mesma concentração, em mol/L, de um certo ácido e de uma certa base são misturados, a solução resultante apresenta pH igual a 12.Nesse caso, o ácido e a base que podem exibir o comportamento descrito são, respectivamente,a) ácido forte e base forte.b) ácido forte e base fraca.c) ácido fraco e base forte.d) ácido fraco e base fraca.

4. (UFSM) Considere os sais:I. Na CNII. Na ClIII. (NH4)2SO4

IV. KNO3

V. Na2S

Com relação ao pH das soluções aquosas desses sais, assinale a alternativa que apresenta aqueles que estão enquadrados, corretamente, em todas as situações previstas.a) pH>7,0 - I, V; pH=7,0 - II, IV; pH<7,0 - III.b) pH>7,0 - III, IV; pH=7,0 - I, II; pH<7,0 - V.c) pH>7,0 - IV; pH=7,0 - I, II, V; pH<7,0 - III.d) pH>7,0 - I, II, V; pH=7,0 - IV; pH<7,0 - III.e) pH>7,0 - III; pH=7,0 - II, IV; pH<7,0 - I, V.

Tarefa 03: HIDRÓLISE SALINA III

1. (UEL) Solução aquosa ácida é obtida quando se dissolve em água o sala) NaHCO3

b) Na2SO4

c) K2CO3

d) LiCle) NH4Cl

2. (ITA) Considere as soluções aquosas obtidas pela dissolução das seguintes quantidades de solutos em um 1L de água:

I. 1 mol de acetato de sódio e 1 mol de ácido acético.II. 2 mols de amônia e 1 mol de ácido clorídrico.III. 2 mols de ácido acético e 1 mol de hidróxido de sódio.IV. 1 mol de hidróxido de sódio e 1 mol de ácido clorídrico.V. 1 mol de hidróxido de amônio e 1 mol de ácido acético.

Das soluções obtidas, apresentam efeito tamponantea) apenas I e V.b) apenas I, II e III.c) apenas I, II, III e V.d) apenas III, IV e V.e) apenas IV e V.

3. (PUC Campinas) Quando se dissolve cloreto de amônio sólido em água, ocorrem os fenômenos:

I. NH4Cl(s) + H2O(l) ⇄ NH4+

(aq) + Cl(aq) H>OII. NH4

+(aq) + HOH(l) ⇄ NH4OH(aq) + H+

(aq)

Pode-se, portanto, afirmar que a dissolução do cloreto de amônio em água é um processoa) exotérmico; resulta solução básica.b) endotérmico; resulta solução ácida.c) atérmico; resulta solução neutra.d) exotérmico; resulta solução neutra.e) endotérmica; resulta solução neutra.

4. (UF SM) Analise as reações de hidrólise do acetato de sódio (1), do cloreto de amônio (2) e do acetato de amônio (3).(1) CH3COONa → Na+ + CH3COO-

CH3COO- + HOH ⇄ OH- + CH3COOH

(2) NH4Cl → NH4+ + Cl-

NH4+ + HOH ⇄ H+ + NH4OH

(3) CH3COONH4 → NH4+ + CH3COO-

NH4+ + HOH ⇄ NH4OH

CH3COO- + HOH ⇄ CH3COOH + OH-

Sabendo que o Ka do CH3COOH e o Kb do NH4OH têm o mesmo valor, 1,8 x 10-5, pode-se dizer que o

I – CH3COONa e o NH4Cl são sais de caráter básico. II –CH3COONH4 é um sal de caráter neutro. III – NH4Cl é um sal de caráter básico e o CH3COONa, um sal de caráter ácido.IV – CH3COONa é um sal de caráter básico e o NH4Cl, um sal de caráter ácido.

Estão corretasa) apenas I e II.b) apenas I e III.c) apenas II e III.d) apenas II e IV.e) apenas III e IV.

Tarefa 04: INDICADORES ÁCIDO BASE

01. (Enem) As informações a seguir foram extraídas do rótulo da água mineral de determinada fonte.

ÁGUA MINERAL NATURAL

Composição química provável em mg/L

Sulfato de estrôncio .................... 0,04Sulfato de cálcio ......................... 2,29Sulfato de potássio ..................... 2,16Sulfato de sódio .......................... 65,71Carbonato de sódio .................... 143,68Bicarbonato de sódio .................. 42,20Cloreto de sódio .......................... 4,07Fluoreto de sódio ........................ 1,24Vanádio ....................................... 0,07

Características físico-químicaspH a 25°C ....................................... 10,00Temperatura da água na fonte ....... 24°CCondutividade elétrica .......... 4,40 x10-4 ohms/cmResíduo de evaporação a 180°C .... 288,00 mg/L

CLASSIFICAÇÃO: "ALCALINO-BICARBONATADA, FLUORETADA, VANÁDICA"

Indicadores ÁCIDO BASE são substâncias que em solução aquosa apresentam cores diferentes conforme o pH da solução. O quadro a seguir fornece as cores que alguns indicadores apresentam à temperatura de 25°C

Suponha que uma pessoa inescrupulosa guardou garrafas vazias dessa água mineral, enchendo-as com água de torneira (pH entre 6,5 e 7,5) para serem vendidas como água mineral. Tal fraude pode ser facilmente comprovada pingando-se na "água mineral fraudada", à temperatura de 25°C, gotas dea) azul de bromotimol ou fenolftaleínab) alaranjado de metila ou fenolftaleínac) alaranjado de metila ou azul de bromotimold) vermelho de metila ou azul de bromotimole) vermelho de metila ou alaranjado de metila

2. (FUVEST) O indicador azul de bromotimol fica amarelo em soluções aquosas de concentração hidrogeniônica maior do que 1,0x10-6 mol/L e azul em soluções de concentração hidrogeniônica menor do que 2,5x10-8 mol/L. Considere as três soluções seguintes, cujos valores do pH são dados entre parênteses: suco de tomate (4,8), água da chuva (5,6), água do mar (8,2). Se necessário, use log 2,5 = 0,4.

As cores apresentadas pelas soluções suco de tomate, água da chuva e água do mar são, respectivamente:a) amarelo, amarelo, amarelo.b) amarelo, amarelo, azul.c) amarelo, azul, azul.d) azul, azul, amarelo.e) azul, azul, azul.

3. (UFMG) Observe o quadro que mostra as cores de alguns indicadores ácido-base, em função do valor de pH da solução aquosa.

Com base nas informações desse quadro, todas as alternativas estão corretas, EXCETO:a) A fenolftaleína permanece incolor em solução de ácido acético.b) O azul de bromotimol adquire a cor amarela em solução de carbonato de sódio.c) O metilorange adquire a cor amarela em solução de cloreto de sódio.d) O vermelho neutro adquire a cor amarela em solução de anilina.e) O vermelho neutro adquire a cor vermelha em solução de fenol.

4. (PUC PR) A dissolução de 4,9g de NaCN(s) em água, suficiente para preparar 250mL, resultará em uma solução com concentração e caráter igual a:

Dados: M(C) = 12,00 g/mol M(N) = 14,00 g/mol M(Na) = 23,00 g/mol

a) 0,2 mol/L - ácidob) 0,2 mol/L - básicoc) 0,4 mol/L - ácidod) 0,4 mol/L - básicoe) 0,4 mol/L - neutro

5. (Fei 95) Uma solução aquosa de ácido etanóico (ou acético) de concentração molar 0,001 mol/L (de grau de ionização igual a 10,0%) é colocada em tubos de ensaios contendo alguns indicadores de pH. Qual o valor do pH e a coloração da solução resultante, no tubo de ensaio contendo alaranjado de metila ou heliantina?

a) pH = 3 - róseob) pH = 4 - róseoc) pH = 5 - incolord) pH = 3 - amareloe) pH = 4 - alaranjado

Tarefa 05: SOLUÇÃO TAMPÃO

1. (PUC Campinas) No plasma sanguíneo há um sistema tampão que contribui para manter seu pH dentro do estreito intervalo 7,35 - 7,45. Valores de pH fora deste intervalo ocasionam perturbações fisiológicas:

Entre os sistemas químicos a seguir qual representa um desses tampões?

a) H2CO3 / HCO3

b) H+ / OHc) HCl / Cld) NH3 / OHe) glicose / frutose

2. (UFSCar) O pH do sangue humano de um indivíduo saudável situa-se na faixa de 7,35 a 7,45. Para manter essa faixa de pH, o organismo utiliza vários tampões, sendo que o principal tampão do plasma sanguíneo consiste de ácido carbônico e íon bicarbonato. A concentração de íons bicarbonato é aproximadamente vinte vezes maior que a concentração de ácido carbônico, com a maior parte do ácido na forma de CO2‚ dissolvido. O equilíbrio químico desse tampão pode ser representado pela equação:

CO2(g) + H2O(l) ⇄ H2CO3(aq) ⇄ H+(aq) + HCO3(aq)

Analise as afirmações seguintes.

I. Quando uma pequena quantidade de base entra em contato com uma solução tampão, os íons hidróxido reagem com o ácido do tampão, não alterando praticamente o pH dessa solução.II. Quando a concentração de íons bicarbonato no sangue aumenta, o pH também aumenta.III. Quando a concentração de CO2 no sangue aumenta, o pH diminui.

São corretas as afirmações:a) I, apenas.b) II, apenas.c) III, apenas.d) I e II, apenas.e) I, II e III.

3. Indique a opção onde são apresentadas as substâncias que podem compor uma solução-tampão ácida.

a) HNO3 e NaNO3

b) HI e KIc) HCOOH e HCOONa+

d) NH4OH e NH4NO2

e) H3PO4 e Al(NO3)3

4. Uma solução tampão serve para:a) impedir variações de pH em uma solução.b) diminuir, aos poucos, o pH de uma solução.c) impedir grandes variações de pH quando uma pequena quantidade de ácido ou de base fortes são adicionado a uma solução.d) aumentar, aos poucos, o pH de uma solução.e) obstruir uma solução

Tarefa 06: Titulação I parte

1. (FCC – SP) – Dois equipamentos de laboratório comumente utilizados em titulações são:a) funil de separação e bureta;b) bureta e erlenmeyer;c) balão de fundo redondo e condensador;d) balão volumétrico e cadinho;e) pipeta e mufla.

2. Na titulação de 20 mL de uma solução sulfúrico são necessários 40 mL de solução de hidróxido de potássio 0,2 M. A fórmula do sal produzido nessa reação e a proporção estequiométrica entre o ácido e a base são respectivamente:a) KSO4, 1 : 2 b) K2SO4, 1 : 2c) K(SO4)2, 1 : 1 d) K2SO4, 1 : 3e) KSO4, 1 : 1

3. (UFMG) – O hidróxido de sódio, NaOH, neutraliza completamente o ácido sulfúrico, H 2SO4, de acordo com a equação

2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2OO volume, em litros, de uma solução de H2SO4, 1,0 mol/L que reage com 0,5 mol de NaOH é:a) 4,00 b) 2,00c) 1,00 d) 0,50e) 0,25

4. Titulando 20 mL de uma solução HCl, foram gastos 10 mL de solução 0,1 M de NaOH. A concentração em mol/L da solução ácida é:

HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2Oa) 0,1 M b) 0,05 Mc) 0,02 M d) 0,2 Me) 0,5 M

Tarefa 07: Titulação II parte

01. 50 mL de NaOH foram titulados com HCl 0,4 mol/L. Supondo que foram gastos 25 mL do ácido, calcule a concentração do NaOH.a) 0,1 mol/Lb) 0,2 mol/Lc) 0,3 mol/Ld) 0,4 mol/Le) 0,5 mol/L

02. 50 mL de NaOH foram titulados com H2SO4 0,4 mol/L. Supondo que foram gastos 25 mL do ácido, calcule a concentração do NaOH.a) 0,1 mol/Lb) 0,2 mol/Lc) 0,3 mol/L

d) 0,4 mol/Le) 0,5 mol/L

03. Uma solução de Ca(OH)2 a 2 mol/L foi titulada com HNO3 4 mol/L. Supondo que foram gastos 40 mL do ácido, calcule o volume da base usada para fazer essa titulação.a) 20 mLb) 40 mLc) 60 mLd) 80 mLe) 100 mL

04. Analise a figura a seguir e assinale a alternativa incorreta.

a) Reagiram 2x10-3 mol de HCl.b) Foram neutralizados 2x10-3 mol de NaOH.c) É uma titulação ácido base.d) A concentração da base é igual a 0,1 M.e) O fim da titulação pode ser determinado pelo uso de um indicador ácido base.

Tarefa 08: Titulação III parte

01. (UFPI) – Desejando-se verificar o teor de ácido acético (CH3COOH) em um vinagre obtido numa pequena indústria de fermentação, pesou-se uma massa de 20 g do mesmo, e diluiu-se a 100 cm3 com água destilada em balão volumétrico. A seguir, 25 cm3 desta solução foram pipetados e transferidos para erlenmeyer, sendo titulados com solução 0,100 molar de hidróxido de sódio, da qual foram gastos 33,5 cm3. A concentração em massa do ácido no vinagre em % é:(Massa molar do ácido acético = 60 g/mol)a) 4,0% b) 3,3%c) 2,0% d) 2,5%e) 0,8%

02. (UFRJ) – 100 mL de uma solução de NaOH foram diluídos com água a 500 mL. 10 mL dessa solução consumiram, em sua titulação, 30 mL de uma solução 0,1 M de HCl. Qual a molaridade da solução inicial?a) 1 M b) 2 Mc) 0,5 M d) 1,25 Me) 1,5 M

03. (FESP – SP) – O volume de uma solução de ácido sulfúrico a 24,50% em peso e densidade 1,84 g/mL necessário para se preparar 200 mL de uma solução do mesmo ácido, suficiente para neutralizar completamente 10 g de hidróxido de sódio, é aproximadamente:(Dados: H = 1 u; S = 32 u; Na = 23 u; O = 16 u)a) 27,2 mL b) 50,0 mLc) 12,25 mL d) 2,72 mLe) 5,0 mL

04. (FUVEST – SP) – Vinagre é uma solução aquosa contendo cerca de 6% de massa de ácido acético.Para se determinar a concentração efetiva desse ácido em um dado vinagre, pode-se fazer uma titulação com solução padrão de hidróxido de sódio. Suponha que para tal se usem 10,0 mL do vinagre e se disponha de uma bureta de 50 mL. Para se fazer essa determinação com menor erro possível, a solução de NaOH, de concentração (em mol/L), maisapropriada é:(Dados: CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O;massa molar: CH3COOH: 60 g/mol;densidade do vinagre = 1,0 g/mL):a) 0,100 b) 0,150c) 0,400 d) 4,00e) 10,0

Tarefa 9: Equilíbrios heterogêneos III

01. A curva a seguir refere-se à solubilidade de certo sal em diferentes temperaturas.

A quantidade mínima de água necessária para dissolver 150 g desse sal a 30oC é:a) 50 g b) 100 gc) 150 g d) 200 ge) 300 g

02. Dadas as curvas de solubilidade:

Assinale a alternativa incorreta:a) A 30oC o nitrato de sódio (NaNO3) é o mais solúvel.b) A solubilidade do cloreto de sódio é pouco afetada pela variação da temperatura.c) A 75oC, aproximadamente, conseguimos dissolver a mesma massa dos sais, cloreto de cálcio (CaCl2) e nitrato de potássio (KNO3).d) Dissolvendo 120 g de cloreto de magnésio (MgCl2) em 200 g de água a 50oC, obtemos uma solução insaturada.e) Nem todos os sais têm sua solubilidade aumentada com a elevação da temperatura.

03. A análise da saturação de uma solução pode ser feita pelo estudo das curvas de solubilidade. A cada temperatura, são registrados os coeficientes de solubilidade da substância, isto é, as quantidades máximas de soluto que podem ser dissolvidas em uma certa quantidade de solvente.

Sobre as curvas de solubilidade registradas acima, é incorreto afirmar:a) Uma solução de KNO3 foi saturada a 20oC e, em seguida, a temperatura foi aumentada para 50oC. Pode-se dizer que, nessa temperatura, a solução se tornou insaturada.b) Uma solução saturada de KCl a 80oC foi resfriada até a temperatura de 20oC. Nesse procedimento, ocorreu a precipitação de todo KCl da solução.c) A partir de 30oC, a solubilidade do Na2SO4 . 10H2O diminui.d) O composto que apresenta maior solubilidade a 40oC é o KCl.e) A 40oC, o KBr é menos solúvel que o Na2SO4 . 10H2O.

04. (PUCCAMP – SP) – Adicionam-se, separadamente, 40,0 g de cada um dos sais em 100 g de H 2O. A temperatura de 40oC, quais sais estão totalmente dissolvidos na água?

a) KNO3 e NaNO3

b) NaCl e NaNO3

c) KCl e KNO3

d) Ce2(SO4)3 e KCle) NaCl e Ce2(SO4)3

Tarefa 10: Equilíbrios heterogêneos I01. (FUVEST – SP) – O equilíbrio de dissolução do fosfato de cálcio é representado por:Ca3(PO4)2(s) ⇄ 3 Ca2+

(aq) + 2 PO43-

(aq)

A expressão do produto de solubilidade correspondente é:a) kps = [3 Ca2+] [2 PO4

3–]b) kps = [Ca2+]2 [PO4

3–]3

c) kps = [Ca2+] [PO43–]

d) kps = [3 Ca2+] [PO4–]2

e) kps = [Ca2+]3 [PO43–]2

02. (PUCCAMP – SP) – O produto de solubilidade do hidróxido férrico, Fe(OH)3, é expresso pela relação:a) [Fe3+] . 3 [OH–]b) [Fe3+] + [OH–]3

c) [Fe3+] . [OH–]3

d) [Fe3+] / [OH–]3

e) [OH–]3 / [Fe3+]

03. (MACK – SP) – Num eletrólito MmAn se [Mn+]m . [Am–]n > kps, então:a) a solução é insaturada.b) a solução é diluída.c) a solução é saturada.d) ocorrerá precipitação do sal.e) pode-se alterar a temperatura, que o valor de kps não muda.

04. (UFV – MG) – A equação que representa o equilíbrio de solubilidade do BaSO4 em solução aquosa é:a) Ba2+

(aq) + SO42-

(aq) ⇄ BaSO4(l)

b) BaSO4(aq) ⇄ Ba2+(aq) + SO4

2-(aq)

c) BaSO4(s) ⇄ Ba2+(aq) + SO4

2-(aq)

d) BaSO4(s) ⇄ Ba2+(aq) + S(aq) + 4O2-

(aq)

e) Ba2+(s) + SO4

2-(aq) ⇄ BaSO4(aq)

Tarefa 11: Equilíbrios heterogêneos II01. (UFV – MG) – Sabendo que, a certa temperatura, a solubilidade do BaSO4 é 1,0 . 10–5 mol/L, o valor da constante de equilíbrio (produto de solubilidade) é:a) 10–15

b) 10–10

c) 10–5

d) 1010

e) 105

02. (UFPI) – A solubilidade do fluoreto de cálcio, a 18oC, é 2 . 10–5 mol/litro. O produto de solubilidade desta substância na mesma temperatura é:a) 8,0 . 10–15

b) 3,2 . 10–14

c) 4 . 10–14

d) 2 . 10–5

e) 4 . 10–5

03. (UNIMEP – SP) – A solubilidade do Mn(OH)2 em água, a 25oC, é 1,5 . 10–5 mols/litro. Seu produto de solubilidade, à mesma temperatura, é:a) 8 . 10–15

b) 3,2 . 10–14

c) 6,0 . 10–13

d) 8,0 . 10–12

e) 1,35 . 10–14

04. (FCC – BA) – Em uma solução aquosa saturada de HgS encontrou-se [Hg2+] = 1 . 10–26 mol/L. Assim, o valor do kps dessa substância resulta do cálculo:a) (1 . 10–26)+ 2b) 2 . 10–26

c) 1 + (1 . 10–26)d) (1 . 10–26)1/2

e) (1 . 10–26)2

Tarefa 12: Equilíbrios heterogêneos III1. (FUVEST – SP) – À determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata em água é 2,0 . 10 –2 mol/L. O produto de solubilidade (kPS) desse sal à mesma temperatura é:a) 4,0 . 10–4

b) 8,0 . 10–4

c) 6,4 . 10–5

d) 3,2 . 10–5

e) 8,0 . 10–6

2. (FEI – SP) – Os sulfetos metálicos são encontrados em grande quantidade na natureza. Sabendo-se que a 25 oC o produto de solubilidade do sulfeto de Zn (ZnS) vale 1,3 . 10–23 determine sua solubilidade, em mol/L nessa temperatura.a) 3,6 . 10–12

b) 3,6 . 10–8

c) 3,49 . 102

d) 360 . 101

e) 3,49 . 105

3. (FUVEST – SP) – O produto de solubilidade do BaSO4 vale 1,0 . 10–10 a 25oC. Nessa temperatura, a quantidade, em mols, de BaSO4 que se dissolve em 1 dm3 de água pura é, aproximadamente:a) 10+10

b) 10+5

c) 10–5

d) 10–10

e) 10–20

4. (FUC – MT) – Com base nos valores do produto de solubilidade (kPS) de sais com água, da tabela, podemos afirmar que o sal mais solúvel é:

Sal kPS (25oC)

CaSO4 2,4 . 10–5

PbI2 8,3 . 10–9

AgCl 1,8 . 10–10

AgBr 5,0 . 10–13

ZnS 1,0 . 10–20

a) CaSO4 b) PbI2

c) AgCl d) AgBre) ZnS

Tarefa 13: Número de oxidação

01. Qual o Nox do elemento cloro no hipoclorito de sódio (Q-Boa) – NaClO?a) +1b) +2c) +3d) +4e) +5

02. Qual o Nox do elemento enxofre no ácido sulfúrico (H2SO4)?a) +1b) +3c) +5d) +6e) +7

03. Qual o Nox do elemento enxofre no ácido sulfuroso (H2SO3)?a) +1b) +4c) +5d) +6e) +7

04. Qual o Nox do elemento carbono no carbonato de cálcio (CaCO3)?a) +1b) +2c) +3d) +4e) +5

Tarefa 14: Número de oxidação em íons

01. Qual o Nox do elemento cloro no íon perclorato ClO4- ?

a) +1b) +3c) +5d) +7

e) +9

02. Qual o Nox do elemento enxofre no íon sulfato SO42-

a) +2b) +4c) +6d) +1e) +3

03. Qual o Nox do elemento manganês no íon permanganato MnO4- ?

a) +1b) +3c) +5d) +7e) +9

04. Qual o Nox do elemento fósforo no íon fosfato PO43- ?

a) +1b) +3c) +5d) +7e) +9

Tarefa 15: Nox e reações de redox

01.Os números de oxidação dos halogênios nos compostos NaCl, NaClO3, KI, I2, NH4IO3 são, respectivamente:a) +1, +3, 0, -2, +4b) +1, -5, -1, 0, +5c) -1, -5, +1, 0, -5d) -1, +5, -1, 0, +5e) -1, -3, +1, 0, -4

02. Observe a reação:

SnCl2 + 2HCl + H2O2 → SnCl4 + 2H2O.

A partir dela, podemos afirmar corretamente que o:a) Sn e o Cl sofrem oxidação.b) Sn sofre oxidação, e o O, redução.c) Sn sofre oxidação, e o HCl, redução.d) H2O2 sofre redução, e o Cl, oxidação.e) H2O2 sofre oxidação, e o Sn, redução.

03. O nitrogênio possui número de oxidação -3 no compostoa) HNO2

b) HNO3

c) NH3

d) NCl3e) N2O3

04. Na reação de redox:

H2S + 4Br2 + 4H2O → H2SO4 + 8HBr

Quanto ao agente oxidante e ao agente redutor, respectivamente, assinale a alternativa correta:a) Br2 (perde elétrons) e H2S (recebe elétrons)b) Br2 (recebe elétrons) e H2S (perde elétrons)c) H2S (perde elétrons) e Br2 (recebe elétrons)d) H2O (recebe elétrons) e H2S (perde elétrons)e) H2S (perde elétrons) e H2O (recebe elétrons)

Tarefa 16: reações de redox

01. (FUVEST) Hidroxiapatita, mineral presente em ossos e dentes, é constituída de íons fosfato (PO4)3 e íons hidróxido. A sua fórmula química pode ser representada por Cax(PO4)3(OH). O valor de x nesta fórmula é:

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

02. (Unesp) Considere a reação representada pela equação química não balanceada:

H2S + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr.

Neste processo, pode-se afirmar que:a) o Br2 é o agente oxidante.b) o H2SO4 é o agente oxidante.c) a reação é de dupla troca.d) para cada mol de Br2 consumido, é produzido um mol de HBr.e) não ocorre transferência de elétrons.

03. Na reação iônica:

S2- + CrO42- + H+ → S0 + H2O + Cr3+ cada átomo de cromo:

a) perde 1 elétron.b) ganha 1 elétron.c) perde 3 elétrons.d) ganha 3 elétrons.e) perde 6 elétrons.

04. Na reação: Fe + HNO3 → Fe(NO3)2 +NO + H2Onão balanceada, o agente oxidante e o agente redutor são, respectivamente:a) NO e H2O.b) Fe e HNO3.c) Fe e Fe(NO3)2.d) HNO3 e NO.e) HNO3 e Fe.

Tarefa 17: Oxirredução

01. Os números de oxidação do cloro (Cl) nos compostos NaCl, Cl2, HClO, HClO2, HClO3 e HClO4 são, respectivamente:a) +1, 0, -1, -2, -3 e -4b) -1, 0, +1, +2, +3 e +4c) +1, 0, +1, +2, +3 e +4d) -1, 0, +1, +3, +5 e +7e) -1, 0, -1, -3, -5 e -7

02. Qual o Nox do oxigênio no peróxido de hidrogênio?a) -2b) -1c) 0d) +1e) +2

03. Qual a variação do Nox do zinco na reação a seguir?Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

a) 0 para +1b) +1 para 0c) +2 para 0d) 0 para +3e) 0 para +2

04. Quando mergulhamos uma lâmina de zinco em solução de sulfato de cobre (azul) ocorre gradativa descoloração da solução.

Zn + CuSO4 ZnSO4 + CuA descoloração ocorre porque:a) o zinco sofre reduçao.b) o cobre sofre oxidação.

c) o zinco ganha elétrons.d) o cobre ganha elétrons.e) o sulfato sofre descoloração.

Tarefa 18: Oxirredução II01. Calcule o Nox do nitrogênio nas seguintes moléculas: N2, N2O5, N2O, NO2, NH3 e NOa) 0, +5, -1, +4, -3 e +3b) 0, -5, -1, +4, +3 e +3c) 0, +5, +1, +4, -3 e -3d) 0, -5, -1, +4, +3 e +3e) 0, +5, +1, +4, -3 e +3

02. Analise a seguinte reação e marque a alternativa correta.I2O5 + CO → I2 + CO2

a) A reação está corretamente balanceada.b) O oxigênio sofre redução.c) O iodo sofre oxidação.d) O iodo ganha 5 elétrons.e) O carbono recebe elétrons.

03. Podemos representar a combustão do carvão genericamente por C + O2 → CO2. Nessa reação o elemento carbono:a) ganha elétrons.b) se reduz. c) é o agente oxidante.d) sofre oxidação.e) tem carga invariável.

04. Na reação de formação da água podemos afirmar que:a) o hidrogênio se reduz.b) o oxigênio se oxida.c) não haverá transferência de elétrons.d) o hidrogênio é o agente oxidante.e) o oxigênio é o agente oxidante.

Tarefa 19: Oxirredução III01. (FEPAR – PR) – Quando o dióxido de enxofre é transformado em trióxido de enxofre, o átomo de enxofre:a) é reduzido;b) ganha cinco elétrons;c) perde três elétrons;d) tem o seu nox aumentado;e) não é reduzido nem oxidado.

02. (UFSC) – Assinale, das opções a seguir, a que caracteriza um (agente) oxidante:a) a substância que contém o elemento que sofre oxidação.b) a substância ou elemento que após a reação fica com Nox maior.c) quem perde elétrons na reação.d) quem ganha elétrons na reação.e) a substância que contém o elemento da reação quepossui menor eletronegatividade.

03. (OSEC – SP) – Em relação à equação:2NaI + Br2 → 2NaBr + I2

podemos afirmar que:a) o iodo sofreu redução.b) o bromo é um redutor.c) a molécula de Br2 ganhou um total de 3 elétrons.d) o número de oxidação do bromo diminuiu.e) não é uma reação de oxirredução.

04. (PUC – RS) – Na equação iônica a seguir:6Cl– + (Cr2O7)2– + 14[H3O]+ → 3Cl2 + 2Cr3+ + 21H2O

O (agente) oxidante é:a) a água;b) o íon hidroxônio;c) o gás cloro;

d) o íon dicromato;e) o íon cloreto.

Tarefa 20: balanceamento por oxirredução

01. Fazendo o balanceamento da equação a seguir com os menores números inteiros, é correto afirmar:Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

a) o HNO3 é o agente redutor.b) o Cu0 (metálico) é o agente oxidante.c) o coeficiente do NO é 8.d) a soma dos coeficientes dos reagentes é 11.e) o coeficiente do nitrato cúprico é 2.

02. (UDESC – SC) – Dada a reação química (não balanceada)H2C2O4 + KMnO4 → CO2 + MnO+ K2O+ H2Oassinale a alternativa correta:a) O elemento que se oxida é o Mn.b) O agente redutor é o H2C2O4.c) Na equação balanceada, os coeficientes estequiométricos são, na ordem, 5-2-12-2-1-5.d) O KMnO4 ganha 7 elétrons por fórmula.e) O H2C2O4 perde 7 elétrons por fórmula.

03. Numa neutralização total, vale o esquema:xH+ + x(OH)– → xH2O

Utilizando a informação acima, qual será o coeficiente da água para que a equação a seguir fique corretamente balanceada com os menores números inteiros.H3PO4 + Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 + ____H2O:a) 2 b) 3c) 4 d) 5e) 6

04. Efetuando o balanceamento da equação a seguir com os menores coeficientes inteiros, a soma dos coeficientes dos produtos será:

Ag + HNO3 → AgNO3 + H2O + NO2

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

Tarefa 21: balanceamento por oxirredução II

01. (PUC – PR) – Dada a equação:Cr3+ + H2O2 + OH– → CrO + H2O

Sendo corretamente balanceada, apresentará soma dos coeficientes igual a:a) 22 b) 23c) 24 d) 25e) 26

02. (UFMG) – Indique a alternativa em que a água oxigenada (H2O2) funciona como agente redutor.a) 2NaI + H2O2 → 2NaOH + I2

b) HNO2 + H2O2 → HNO3 + H2Oc) PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2Od) MnO2 + H2SO4 + H2O2 → MnSO4 + 2H2O + O2

e) H2O2 jamais funciona como agente redutor

03. (MED. POUSO ALEGRE – MG) – Ao se balancear corretamente a equação a seguir encontrar-se-á, respectivamente, o numeral:

MnO + NO + H+ → NO + H2O + Mn2+

a) 2, 5, 6, 5, 3, 2b) 2, 5, 5, 2, 5, 2

c) 2, 5, 6, 2, 5, 6d) 1, 2, 3, 1, 2, 3e) 2, 5, 6, 2, 6, 2

04. (UEL – PR) – A espécie que está faltando na equação:10 Fe2+ + 2 MnO + 16 H+ → 10 Fe3+ + 2..... + 8 H2O

tem número de carga igual a:a) – 2 b) – 1c) 0 d) + 1e) +2

Tarefa 22: balanceamento por oxirredução III

01. (CESGRANRIO – RJ) – Após o balanceamento da equação:MnO + Fe2+ + H+ → Mn2+ + Fe3+ + H2O

os coeficientes do Fe2+ e do Fe3+ serão, respectivamente:a) 1 e 1 b) 2 e 3c) 3 e 2 d) 3 e 3e) 5 e 5

02. Dada a equaçãoMnO + Cl– + H+ → Mn2+ + Cl2 + H2OSendo corretamente balanceada a soma dos menores coeficientes inteiros e agente redutor, são respectivamente:a) 22 e Cl– b) 43 e MnO

c) 24 e MnOd) 25 e Cl2e) 43 e Cl–

03. (VUNESP – SP) – A reação de dissolução do ouro em água-régia é representada pela equação:Au(s) + xNO (aq) + yCl–(aq) + 6H+

(aq) → AuCl (aq) + z NO2(g) + 3 H2O

Os coeficientes x, y e z na equação são, respectivamente, iguais a:a) 1; 4 e 2 b) 2; 6 e 3c) 4; 4 e 4 d) 3; 4 e 3e) 1; 6 e 1

04. (UFPA) – Na equação química não-balanceadaK2Cr2O7 + FeCl2 + HCl → CrCl3 + KCl + FeCl3 + H2O

os elementos que sofrem, respectivamente, oxidação e redução são:a) cromo e cloro;b) ferro e oxigênio;c) potássio e ferro;d) ferro e cromo;e) cloro e potássio.

Tarefa 23: Eletroquímica01. (FURRN – RN) – Com base nos potenciais normais de redução a seguir:Zn2+ + 2e– → Zno Eo = – 0,76 VCu2+ + 2e– → Cuo Eo = +0,34 VAg+ + 1e– → Ago Eo = +0,80 Vindique o melhor agente oxidante:a) Zn2+ b) Cuo

c) Cu2+ d) Ago

e) Ag+

02. (UEM – PR) – Levando-se em conta os dados fornecidos pelas semi-reações a seguir:Fe3+ + 1e– → Fe2+ Eo= +0,76 VSn4+ + 2e– → Sn2+ Eo= +0,15 Ve considerando a reação espontânea, pode-se afirmar que, usando concentrações unitárias:a) o Sn2+ oxidará o Fe3+

b) o Fe2+ oxidará o Sn4+

c) o Fe3+ oxidará o Sn2+

d) o Sn4+ oxidará o Fe2+

e) não haverá oxidação

03. (UNIFOR – CE) – Na reação representada pela equação5Fe + MnO + 8H → 5Fe + Mn + 4H2O(l)

cada íon oxidante:a) ganha 5 elétrons.b) perde 5 elétrons.c) ganha 2 elétrons.d) perde 1 elétron.e) ganha 1 elétron.

04. (FMTM – MG) – Considere as semi-reações a seguir,em que X e Y são metais:X2+ + 2e– → X Eo = 1 VY+ + e– → Y Eo = –2 VUma placa de metal Y, imersa em solução aquosa contendo íons X2+ e Y+:a) ficará inalteradab) será oxidada, dando íons Y+

c) será reduzida, dando íons X2+

d) receberá elétrons dos íons X2+

e) perderá elétrons para os íons Y+

Tarefa 24: Eletroquímica II

01. (UEL – PR) – Nos cascos de ferro de embarcações são afixadas peças conhecidas como “ânodos” de ferro contra corrosão. Logo, tais peças,I. se oxidam mais facilmente do que o ferro.II. inibem a semi-reação Fe + 2e– → Fe(s)

III. nesse caso, funcionam como pólos negativos de pilhas.Dessas afirmações, somente:a) I é correta. b) II é correta.c) III é correta. d) I e II são corretas.e) I e III são corretas.

02. (PUC – SP) – Analisando as semi-reações fornecidas e os seus respectivos potenciais padrão de redução Zn + 2e– → Zn(s) Eo = – 0,76 VFe2+ + 2e– → Fe(s) Eo = – 0,44 VCu2+ + 2e– → Cu(s) Eo = + 0,34 VCl2(g) + 2e– → 2Cl Eo = + 1,36 Vé incorreto afirmar que:a) Fe metálico reduz cátion Cu2+ a Cu metálico.b) Zn metálico reduz cátion Fe2+ a Fe metálico.c) cátion Cu2+ oxida Zn metálico a cátion Zn2+.d) gás Cl2 oxida Fe metálico a cátion Fe2+.e) Fe metálico reduz cátion Zn2+ a Zn metálico.

03. (UFSCar – SP) – Filtros de piscinas, construídos em ferro, são muito afetados pela corrosão. No processo de corrosão ocorre a dissolução lenta do metal, com a formação de íons Fe2+ em solução aquosa. Para a produção dos filtros são utilizados os chamados “eletrodos de sacrifício”. Estes eletrodos são barras de metais convenientemente escolhidos que, colocados em contato com o filtro, sofrem corrosão no lugar do ferro.Com base nos dados tabelados a seguir:

pode-se prever que são “eletrodos de sacrifício” adequados barras de:a) magnésio, apenas; b) cobre, apenas;c) níquel, apenas; d) cobre e níquel, apenas;e) cobre, níquel e magnésio.

04. (UEL – PR) – Dessas espécies químicas, nas condições padrão, a que se reduz mais facilmente é:

a) Al b) Znc) H2 d) Al3+

e) H+

Tarefa 25: Eletroquímica III

01. (FURRN – RN) – Com base nos potenciais normais de redução a seguir:Zn2+ + 2e– → Zno Eo = – 0,76 VCu2+ + 2e– → Cuo Eo = +0,34 VAg+ + 1e– → Ago Eo = +0,80 Vindique o melhor agente oxidante:a) Zn2+ b) Cuo

c) Cu2+ d) Ago

e) Ag+

02. (UEM – PR) – Levando-se em conta os dadosfornecidos pelas semi-reações a seguir:

Fe3+ + 1e– → Fe2+ + 0,76 VSn4+ + 2e– → Sn2+ + 0,15 V

e considerando a reação espontânea, pode-se afirmarque, usando concentrações unitárias:a) o Sn2+ oxidará o Fe3+

b) o Fe2+ oxidará o Sn4+

c) o Fe3+ oxidará o Sn2+

d) o Sn4+ oxidará o Fe2+

e) não haverá oxidação

03. (UNIFOR – CE) – Na reação representada pela equação5Fe + MnO + 8H → 5Fe + Mn + 4H2O(l)

cada íon oxidante:a) ganha 5 elétrons.b) perde 5 elétrons.c) ganha 2 elétrons.d) perde 1 elétron.e) ganha 1 elétron.

04. (FMTM – MG) – Considere as semi-reações a seguir, em que X e Y são metais:X2+ + 2e– → X Eo = 1 VY+ + e– → Y Eo = –2 VUma placa de metal Y, imersa em solução aquosa contendo íons X2+ e Y+:a) ficará inalteradab) será oxidada, dando íons Y+

c) será reduzida, dando íons X2+

d) receberá elétrons dos íons X2+

e) perderá elétrons para os íons Y+

Tarefa 26: Eletroquímica – Pilha de Daniell (1)

01. Observe a figura que representa a pilha de Daniell após certo tempo de funcionamento:

A partir dessa figura podemos concluir que:a) O Zn sofre redução;b) O Cu sofre oxidação;c) Os elétrons fluem da lâmina de cobre para a de zinco;d) Os cátions Cu2+ sofrem redução;e) O Cu sofre redução.

02. Assinale a alternativa verdadeira sobre a pilha de Daniell:a) A reação de redução é Zn0 → Zn2+ + 2 e-

b) A reação de oxidação é Cu2+ + 2e- → Cu0

c) a reação global é Zn/Zn2+//Cu2+/Cu0

d) Os elétrons passam pela ponte salina.e) A pilha de Daniell é um dispositivo com reação de oxirredução não espontâneo.

03. (UFCE) – A pilha de Daniell consta basicamente de duas semi-pilhas:I. lâmina de zinco mergulhada numa solução de Zn2+;II. lâmina de cobre mergulhada numa solução de Cu2+.Estas duas semi-pilhas estão ligadas por uma ponte salina ou parede porosa, sendo a lâmina de Zn ligada à lâmina de Cu por um fio condutor. Considerando que a seguinte reação global ocorre na pilhaZn(s) + Cu → Cu(s) + Znassinale as opções verdadeiras:a) Cu2+ + 2e– → Cu0 representa a semi-reação de redução.b) Zn0 → Zn2+ + 2e– representa a semi-reação de oxidação.c) Os elétrons fluem no sentido da lâmina de Zn para a lâmina de Cu através do fio condutor.d) A lâmina de zinco funciona como ânodo e a lâmina de cobre como cátodo.e) Todas as opções acima são verdadeiras.

04. (MACK – SP) – Considerando a pilha Zn0/Zn2+//Cu2+/Cu0 e sabendo que o zinco cede elétrons espontaneamente para os íons Cu2+, é incorreto afirmar que:a) o eletrodo de cobre é o cátodo.b) o eletrodo de Zn é gasto.c) a solução de CuSO4 irá se concentrar.d) o eletrodo de zinco é o ânodo.e) a equação global da pilha é Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0.

Tarefa 27: Eletroquímica – Pilhas

01. (UNIGRANRIO – RJ) –

Reações de redução Eo (V)Fe2+ + 2e- → Fe -0,44Cd2+ + 2e- → Cd -0,40Ni2+ + 2e- → Ni -0,23Cu2+ + 2e- → Cu +0,34

Indique a opção que contém a pilha com a maior diferença de potencial, de acordo com a tabela de potenciais- padrão em solução aquosa, a 25oC, apresentada acima.a) ânodo: Fe; Cátodo: Cub) ânodo: Cu; Cátodo: Nic) ânodo: Cd; Cátodo: Fed) ânodo: Ni; Cátodo: Cde) ânodo: Cd; Cátodo: Cu

02. (CESGRANRIO – RJ) – A reação espontânea que ocorre numa célula eletroquímica, nas condições padrão é:CuSO4(aq) + Fe(s) → FeSO4(aq) + Cu(s)

Essa reação indica que:a) o eletrodo Fe / Fe é o cátodo da célula.

b) o eletrodo Cu / Cu é o ânodo da célula.c) o metal ferro é oxidado.d) o CuSO4 é o agente redutor.e) o metal cobre é reduzido.

03. (UFRGS – RS) – A célula eletroquímica zinco-óxido de prata, utilizada para fornecer energia em aparelhos auditivos e relógios de pulso, baseia-se nas seguintes semi-reações, escritas na forma de redução:

Zn2+ + 2e– → Zn(s) Eo = – 0,763 V

Ag2O(s) + H2O(l) + 2e– → 2Ag(s) + 2OH– Eo = + 0,344 V

O quadro abaixo indica algumas possíveis relações entre as características apresentadas por essa célula.

A linha do quadro que correspondeao conjunto de relações corretas é:a) Ib) IIc) IIId) IVe) V

04. (UEL – PR) – Nos cascos de ferro de embarcações são afixadas peças conhecidas como “ânodos” de zinco ou de magnésio, cuja função é proteger o ferro contra a corrosão. Logo, tais peças:I. oxidam-se mais facilmente do que o ferro;II. inibem a semi-reação Fe + 2e– → Fe(s);

III. nesse caso, funcionam como pólos negativos de pilhas.Dessas afirmações, somente:a) I é correta;b) II é correta;c) III é correta;d) I e II são corretas;e) I e III são corretas.

Tarefa 28: Eletroquímica – Pilhas (2)

01. (CEFET – PR) – Um laboratorista que necessita armazenar soluções 1 mol/L de nitrato de níquel 0,25 oC (Ni2+ /Ni0: E0 = – 0,25 V) dispõe dos recipientes A, B, C e D, relacionados a seguir:A: revestido de cromo (Cr3+/Cr0 : E0 = – 0,74 V);B: construído de chumbo (Pb2+/Pb0 : E0 = – 0,13 V);C: construído de alumínio (Al3+/Al0 : E0 = – 1,66 V);D: revestido de estanho (Sn2+/Sn0 : E0 = – 0,14 V).Os recipientes que poderão ser usados na armazenagem, sem que a solução se contamine, são:a) somente A e D;b) somente C e D;c) somente A e C;d) somente B e C;e) somente B e D.

02. Um químico queria saber se uma amostra de água estava contaminada com um sal de prata, Ag +, e, para isso, mergulhou um fio de cobre, Cu, na amostra. Com relação a essa análise, é incorreto afirmar que:Dados:

E0 Ag+ = + 0,80 VE0 Cu+2 = + 0,34 V

a) A amostra torna-se azulada, e isso foi atribuído à presença de íons Cu+2.b) A amostra doa elétrons para o fio de cobre.c) O fio de cobre torna-se prateado devido ao depósito de prata metálica.d) O fio de cobre doa elétrons para a amostra.e) Ag+ é o agente oxidante da reação.

03. Montou-se uma pilha constituída por eletrodos de chumbo e de prata, mergulhados em soluções aquosas de seus sais, como na figura.

Potenciais-padrão:Ag+ + e– → Ag0 E0 = + 0,80 VPb2+ + 2e– → Pb0 E0 = – 0,13 V

(Dados: Pb = 207,2g/mol; Ag = 107,9g/mol).Podemos afirmar que, ao se passar 0,2 mol de elétrons pelo sistema, a massa de chumbo metálico (Pb0) no eletrodo irá:a) aumentar 2,072g.b) aumentar 1,079g.c) diminuir 2,072g.d) diminuir 1,079ge) permanecer constante.

04. As manchas escuras que se formam sobre objetos de prata são, geralmente, películas de sulfeto de prata (Ag2S) formadas na reação da prata com compostos que contêm enxofre e que são encontrados em certos alimentos e no ar. Para limpar a prata, coloca-se o objeto escurecido para ferver em uma panela de alumínio com água e detergente. O detergente retira a gordura da mancha e do alumínio, facilitando a reação do alumínio da panela com o sulfeto de prata, regenerando a prata, com o seu brilho característico.Podemos afirmar que a reação de “limpeza” da prata descrita acima é representada por:a) 2 Alo + 3Ag2S → Al2S3 + 6Ago

b) 2 Al3+ + 3Ag0 → Al0 + 3Ag+

c) 3 Alo + 1Ag2S → Al2S3 + 3Ago

d) 2 Al2S3 + 3Ag → Al + 3Ag2Se) 3 Al3- + 2Ag2S → Al2S3 + 6Ag-

Tarefa 29: Eletroquímica – Pilhas (3)01. Em uma pilha galvânica, o cátodo é o cobre metálico imerso em solução de Cu2+ de = 1 mol/L, e o ânodo é o ferro metálico imerso em solução de Fe2+ de = 1 mol/L.O potencial da pilha é de:Dados: potenciais-padrão de redução a 25°CCu2+ + 2e– → Cu°(s) E°r = +0,34 VFe2+ + 2e– → Fe°(s) E°r= – 0,44 Va) 0,10 Vb) – 0,10 Vc) – 0,39 Vd) 0,78 Ve) – 0,78 V

02. (UNIFENAS – MG) – Observea pilha:

Cd2+(aq) + 2e– → Cd(s) E°red = - 0,40 V

Sn2+(aq) + 2e– → Sn(s) E°red = - 0,14 V

Assinale a alternativa falsa:a) O diagrama dessa pilha é: Cd(s)/Cd2+

(aq)//Sn2+(aq)/Sn(s).

b) O fluxo de elétrons se dá no sentido Cd → Sn.c) A placa Sn constitui o pólo negativo da pilha.d) O potencial dessa pilha é E° = 0,26 V.e) A placa de Cd constitui o ânodo da pilha.

03. A grande vantagem da pilha de mercúrio em relação à pilha de zinco-carvão e à alcalina é que a voltagem nas pilhas de mercúrio permanece constante, enquanto nas outras pilhas, secas, decai com o uso. Esta característica a torna adequada para o uso em dispositivos, como relógios, calculadoras, máquinas fotográficas e, até, em aparelhos sensíveis, como aparelhos de surdez e instrumentos científicos.A reação global que ocorre nesta pilha pode ser representada por:Zn(s) + HgO(s) ZnO(s) + Hg(s)

Nesta pilha temos:a) o ânodo constituído de Zn(s), o cátodo de HgO(s) e o eletrólito é Hg(s)

b) o ânodo constituído de HgO(s), o cátodo de KOH e o eletrólito é Zn(s)

c) o ânodo constituído de Zn(s), o cátodo de KOH e o eletrólito é HgO(s)

d) o ânodo constituído de HgO(s), o cátodo de Zn(s) e o eletrólito é KOHe) o ânodo constituído de Zn(s), o cátodo de HgO(s) e o eletrólito é KOH

04. (VUNESP – SP) – O funcionamento de uma pilha de combustível é baseado nas semi-reações abaixo, cada uma delas representada com o respectivo potencial padrão de redução, E0:2H2O(l) + 2e– → H2(g) + 2OH–

(aq) E° = – 0,828 V1/2O2(g) + H2O(l) + 2e– → 2OH–

(aq) E° = + 0,401 VLevando-se em conta estas informações, afirma-se:I. A reação global da pilha de combustível é H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l)

II. O hidrogênio sofre oxidação no processoIII. A diferença de potencial desta pilha de combustível, em condição-padrão, é igual a 1,229 VEstão corretas as afirmações:a) I, apenas; b) II, apenas;c) I e II, apenas; d) II e III, apenas;e) I, II e III.

Tarefa 30: Eletroquímica – Pilhas (4)01. (UFF – RJ) – Na célula galvânica abaixo, os potenciais-padrão de redução dos íons prata e chumbo valem:E° Ag+ / Ag = + 0,80 V;E° Pb++ / Pb = – 0,13 V.

Nessa situação, pode-se afirmar que:a) o potencial-padrão da reação que ocorre na pilha é + 0,67 V.b) o eletrodo de chumbo é o ânodo.c) no fio externo, o fluxo de elétrons se dá do eletrodo de prata para o eletrodo de chumbo.d) ao final de um determinado tempo de reação, o peso do eletrodo de chumbo aumentará.e) a meia-reação que ocorre no eletrodo de prata é: Ag° → Ag+ + e–.

02. (UEL – PR) – Potenciais-padrão de reduçãoH+, 1/2H2 .............. E = 0Cu2+, Cu .............. E = + 0,34 voltFe2+, Fe ............... E = – 0,44 voltSe em vez do par H+,1/2H2, escolhido como tendo potencial-padrão de redução igual a zero, fosse escolhido o par Fe2+, Fe como padrão, fixando-se a este valor zero, nessa nova escala, os potenciais-padrão de redução, dos pares Cu2+, Cu e H+, 1/2H2, seriam, respectivamente, em volt:a) + 0,10 e + 0,34b) – 0,10 e – 0,34c) – 0,78 e – 0,44d) – 0,78 e + 0,44e) + 0,78 e + 0,44

03. (FEPAR – PR) – A aplicação de energia proveniente de uma pilha ou bateria é muito utilizada atualmente. Esse tipo de energia é empregado em equipamentos, como marcapassos, telefones celulares, computadores, relógios e outros. Considere a pilha formada entre os eletrodos de prata e magnésio e seus potenciais de redução-padrão.Ag+ + 1e– → Ago ΔEo = + 0,80 VMg2+ + 2e– → Mgo ΔEo = – 2,37 VCom relação à pilha descrita, assinale a alternativa incorreta:a) A diferença de potencial da pilha é 3,16 V.b) Quando a reação atingir o equilíbrio químico, a diferença de potencial da pilha será igual a zero.c) No cátodo da pilha, ocorre a redução da prata.d) No pólo positivo da pilha, ocorre a oxidação do magnésio.e) No cátodo da pilha, ocorre a deposição da prata.

04. (FEPAR – PR) – Analise os eletrodos a seguir no estado padrão e seus potenciais de redução.Mg2+

(aq) + 2e– → Mg(s) E0 = – 2,37 VPb2+

(aq) + 2e– → Pb(s) E0 = – 0,13 VCu2+

(aq) + 2e– → Cu(s) E0 = + 0,34 VAg1+

(aq) + 1e– → Ag(s) E0 = + 0,80 VZn2+

(aq) + 2e– → Zn(s) E0 = – 0,76 VA partir do estudo dos potenciais acima, analise as seguintes afirmativas:I. A pilha que fornece a maior diferença de potencial éMg/Mg2+//Pb2+/Pb.II. Na pilha formada com os metais zinco e magnésio, o íon zinco sofre redução.III. O eletrodo de magnésio, na formação de uma pilha, com quaisquer eletrodos de metais acima relacionados, será sempre o ânodo.IV. A diferença de potencial obtida pela pilha Zn/Zn2+//Ag+/Ag é 1,56 V.V. O metal que apresenta maior potencial de oxidação é a prata.Com relação a essas proposições, podemos afirmar que:a) somente I, II e III são corretas.b) somente II, III e IV são corretas.c) somente III, IV e V são corretas.d) somente I, II, IV e V são corretas.e) somente II, III, IV e V são corretas.

Tarefa 31: Eletroquímica – Pilhas (4)01. (FURG – RS) – A fantástica proliferação dos telefones celulares provocou uma discussão quanto ao destino a ser dado para as baterias na hora do descarte. Constituídas pelos metais níquel e cádmio, o seu depósito em lixões causa contaminação ambiental. Hoje, o destino dessas baterias é de responsabilidade do fabricante e a ele devem ser devolvidas para a reciclagem. A reação global de descarga de uma bateria de NiCd pode ser representada por:Cd + NiO2 + 2H2O → Cd(OH)2 + Ni(OH)2

A partir da análise dessa reação écorreto afirmar que:a) o material do cátodo é constituído do metal cádmio.b) há transferência de elétrons do cádmio para o níquel.c) ocorre redução do cádmio durante a descarga.d) o óxido de níquel sofre uma oxidação anódica.e) a redução da água produz oxigênio gasoso.

02. (MACK – SP) – Nas semirreações:Ni2+

(aq) + 2e– → Ni0(s)

Ag+(aq) + 1e– → Ag0

(s)

O ΔE da pilha, o cátodo e o ânodo são, respectivamente:Dados: Ered.Ag = + 0,80 V; Ered.Ni = – 0,24 V (a 25oC e 1 atm.)a) +1,04 V, prata, níquel;b) +1,04 V, níquel, prata;c) –0,56 V, prata, níquel;d) –1,04 V, níquel, prata;e) +0,56 V, prata, níquel.

03. (CEETEPS – SP) – Dois metais diferentes são colocados, cada qual numa solução aquosa de um de seus sais, e conectados a um voltímetro. O voltímetro registra a diferença de potencial no sistema.Considere os seguintes metais e os respectivos potenciais de redução:Metal Semi-reação Eo (V)(redução)Prata Ag+ + e– → Ag + 0,8Cobre Cu2+ + 2e– → Cu + 0,3Chumbo Pb2+ + 2e– → Pb – 0,1Zinco Zn2+ + 2e– → Zn – 0,8A maior diferença de potencial no sistema será registrada quando os metais utilizados forem:a) prata e cobre;b) prata e zinco;c) cobre e zinco;d) cobre e chumbo;e) chumbo e zinco.

04. (PUC – RS) – Responder a esta questão com base nos seguintes potenciais de redução:Mg2+

(aq) + 2 e– → Mg(s) Eo = – 2,37 VNi2+

(aq) + 2 e– → Ni(s) Eo = – 0,25 VFe3+

(aq) + e– → Fe2+(aq) Eo = 0,77 V

Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) Eo = 0,34 V

A equação que corresponde à única reação espontânea é:a) Mg2+

(aq) + Ni(s) → Mg(s) + Ni2+(aq)

b) Cu2+(aq) + Mg(s) → Cu(s) + Mg2+

(aq)

c) Ni2+(aq) + 2Fe2+

(aq) → Ni(s) + 2Fe3+(aq)

d) Cu2+(aq) + 2Fe2+

(aq) → Cu(s) + 2Fe3+(aq)

e) Ni2+(aq) + Cu(s) → Ni(s) + Cu2+

(aq)

Tarefa 32: Eletroquímica – Pilhas (5)01. (UFCE) – Considere as seguintes reações de oxidação-redução, as quais representam processos espontâneos:Na(s) + Ag+

(aq) → Na+(aq) + Ag(s)

Li(s) + Na+(aq) → Li+(aq) + Na(s)

Li(s) + Ag+(aq) → Li+(aq) + Ag(s)

Assinale a alternativa que contém as relações corretasde ordem de grandeza dos potenciais de redução (Eo)para os processos acima relacionados.a) Eo(Na+/Na) > Eo(Ag+/Ag) > Eo(Li+/Li)b) Eo(Ag+/Ag) > Eo(Na+/Na) > Eo(Li+/Li)c) Eo(Li+/Li) > Eo(Na+/Na) > Eo(Ag+/Ag)d) Eo(Li+/Li) > Eo(Ag+/Ag) > Eo(Na+/Na)

e) Eo(Ag+/Ag) > Eo(Li+/Li) > Eo(Na+/Na)

02. (FUVEST – SP) – Para recuperar prata de soluções aquosas contendo íons Ag +, costuma-se adicionar zinco metálico às soluções, pois a transformação2Ag+ + Zn0 → 2Ag0 + Zn2+

é espontânea. Pode-se concluir então que:a) o potencial de redução do Ag+/Ag0 é maior do que o do Zn2+/Zn0

b) ocorre transferência de elétrons do Ag+ para o Zn0

c) o Zn0 atua como oxidante e o Ag+ como redutor d) Zn0 é menos redutor do que Ag0

e) ocorre a eletrólise do Ag+ e do Zn0

03. (PUC – RS) – Quando uma placa de zinco e uma de cobre são mergulhadas em solução de ácido clorídrico 1,0 M a 25oC, verifica-se que o zinco sofre corrosão e o cobre não. Isso pode ser explicado pela relação:a) Eo red Zn < Eo red H < Eo red Cub) Eo oxi Zn > Eo oxi H < Eo oxi Cuc) Eo red Cu > Eo red Zn > Eo red Hd) Eo oxi Cu < Eo oxi Zn > Eo oxi He) Eo red Cu < Eo red H < Eo red Zn

04. (FURG – RS) – As baterias de níquel-hidreto metálico (Ni-MH) podem ser consideradas como as sucessoras das baterias de níquel-cádmio, com a vantagem de não conterem metais pesados tóxidos em sua composição e de possuírem maior densidade de energia.Consultando uma tabela de potenciais-padrão de eletrodo, obtém-se as seguintes informações:I. NiOOH + H2O + e– → Ni(OH)2 + OH– Eo = 0,52 VII. M + H2O + e– → MH + OH– Eo = – 0,83 VQual das afirmativas abaixo é verdadeira?a) A reação I ocorre no cátodo, a reação II no ânodo e o potencial-padrão dessa bateria é de 1,35 V.b) A reação I ocorre no cátodo, a reação II no ânodo e o potencial-padrão dessa bateria é de 0,31 V.c) A reação I ocorre no ânodo, a reação II no cátodo e o potencial-padrão dessa bateria é de 1,35 V.d) A reação I ocorre no ânodo, a reação II no cátodo e o potencial-padrão dessa bateria é de 0,31 V.e) A reação I ocorre no cátodo, a reação II no ânodo e o potencial-padrão dessa bateria é de –1,35 V.