PRÁTICA COM QUESTÕES OFICIAIS
Questão 23 (2º dia · Grupo 1) da 2ª etapa da UFG 2007
Considere os três recipientes, contendo 100 mL das soluções abaixo, todas de concentração 0,1 mol/L.
Explique, utilizando equações químicas, o que ocorrerá com o pH em cada um dos recipientes, ao acrescentar 100 mL de \ce{NaHCO3} 0,1mol/L em cada um deles.\t**(5,0 pontos)**
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Resolução comentada
Resolução comentada
Recipiente A — \ce{HCl}
O bicarbonato consome os íons hidrônio do ácido forte, formando água e dióxido de carbono:
A proporção da reação é de 1:1. Como há 0{,}100\times 0{,}1=0{,}010\ \text{mol} de cada reagente, não sobra ácido nem bicarbonato. Após o desprendimento do \ce{CO2}, resta uma solução de \ce{NaCl}, cujos íons não sofrem hidrólise significativa.
O pH aumenta, aproximando-se de 7 após a saída do gás, a 25\ ^\circ\text{C}.
Recipiente B — \ce{CH3COOH}
O ácido acético também reage com o bicarbonato, com liberação de gás:
As quantidades são estequiométricas, e o desprendimento de \ce{CO2} favorece o consumo do ácido. Entretanto, a solução resultante não é neutra: o acetato formado é a base conjugada de um ácido fraco e sofre hidrólise, produzindo íons hidróxido:
O pH aumenta, e a solução resultante é básica, com pH maior que 7.
Recipiente C — \ce{NH4Cl}
Inicialmente, a solução é ácida devido à hidrólise do íon amônio; o cloreto é um íon espectador:
O bicarbonato acrescentado apresenta caráter básico e estabelece o equilíbrio:
A basicidade do bicarbonato predomina sobre a acidez do amônio: aproximadamente, K_b(\ce{HCO3^-})=2\times10^{-8}, enquanto K_a(\ce{NH4+})=6\times10^{-10}. Assim, a mistura equimolar apresenta caráter levemente básico. Aqui, não se deve representar o processo como uma neutralização quantitativa do amônio: permanecem equilíbrios entre as espécies.
O pH aumenta, passando de ácido para levemente básico.
Assuntos: Neutralização e reações ácido-base, Equilíbrio iônico: Ka, Kb e grau de ionização, Hidrólise salina e solução-tampão.
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Fonte: UFG 2ª etapa 2007 · 2º dia · Grupo 1. Prova oficial ↗