Resolução ITA 2004 Química

14 ITA 2004 - Química

Quatro copos (I, II, III e IV) contêm, respectivamente, soluções aquosas de misturas de substâncias nas concentrações especificadas a seguir:

I. Acetato de sódio $0, 1 m o l L^{- 1} +$ Cloreto de sódio $0, 1 m o l L^{- 1}$ .

II. Ácido acético $0, 1 m o l L^{- 1} +$ Acetato de sódio $0, 1 m o l L^{- 1}$ .

III. Ácido acético $0, 1 m o l L^{- 1} +$ Cloreto de sódio $0, 1 m o l L^{- 1}$ .

IV. Ácido acético $0, 1 m o l L^{- 1} +$ Hidróxido de amônio $0, 1 m o l L^{- 1}$ .

Para uma mesma temperatura, qual deve ser a seqüência CORRETA do pH das soluções contidas nos respectivos copos?

Dados eventualmente necessários:

- Constante de dissociação do ácido acético em água a $25\ ^\circ C: K_a = 1,8 \times 10^{-5}$.

- Constante de dissociação do hidróxido de amônio em água a $25\ ^\circ C: K_b = 1,8 \times 10^{-5}$.

pH X_{I} X_{2 I}^{2} > p H X_{IV} > p H X_{II} > p H X_{III}

pH X_{I} X_{2 I}^{2} > p H X_{IV} > p H X_{III} > p H X_{II}

pH X_{II} X_{2 II}^{2} > p H X_{III} > p H X_{I} > p H X_{IV}

pH X_{III} X_{2 III}^{2} > p H X_{I} > p H X_{II} > p H X_{IV}

pH X_{III} X_{2 III}^{2} > p H X_{I} > p H X_{IV} > p H X_{II}

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ITA IIIT 03/10/2022, 00:57

A questão pode ser resolvida de forma qualitativa pensando na origem dos compostos, principalmente, pois as quantidades em mol são iguais. Com isso, vamos analisar as soluções: $• \ \text{Solução I:}$ $\color{#3368b8}{\ce{pH_I > 7}}$ A princípio, temos o acetado de sódio, um sal de teor básico, visto que sua formação pode ser escrita como: \begin{matrix} \ce{CH3COOH + NaOH &<=>& CH3COONa + H2O} \end{matrix}No caso, identificamos o sal que provém de um ácido fraco e uma base forte, ou seja, um sal básico. Além disso, temos outro sal, o cloreto de sódio, um eletrólito forte, assim como um sal neutro, devido ser formado por ácido e base fortes. Desse modo, por simples lógica, ao misturar algo básico com algo neutro, devemos ter algo básico, isto é: $\ce{pH_I > 7}$ $• \ \text{Solução II:}$ $\color{#3368b8}{\ce{pH_{II} \lesssim 7}}$ A ideia é pensar no efeito do íon comum, no caso, vamos pensar na dissociação do ácido acético:\begin{matrix} \ce{CH3COOH &<=>& CH3COO- + H+} \end{matrix}Atente que, ao depositar o acetado de sódio, este irá se dissociar também, aumentando a concentração de íons acetado, isto é, deslocando o equilíbrio para esquerda, "consumindo" os hídrons em solução. Nesse contexto, a solução é menos ácida do que seria com apenas ácido acético, sendo completamente plausível escrever: $\ce{pH_{II} \lesssim 7}$ $• \ \text{Solução III:}$ $\color{#3368b8}{\ce{ pH_{III} < pH_{II} }}$ O raciocínio é praticamente análogo ao anterior, porém, desta vez perceba que não há íon comum, ou seja, o ácido acético consegue liberar mais hídrons. Portanto, facilmente podemos inferir: $\ce{pH_{III} < pH_{II}}$ $• \ \text{Solução IV:}$ $\color{#3368b8}{\ce{pH_{IV} = 7}}$ A reação é uma neutralização entre um ácido fraco com uma base fraca, o que facilmente nos permitirá escrever: $\ce{pH_{IV} \approx 7}$. Contudo, veja os dados da questão, as constantes de dissociação do ácido e da base são iguais, ou seja, o enunciado nos garante; $\ce{pH_{IV} = 7}$ Portanto, podemos escrever:\begin{matrix} \ce{pH_{I} > pH_{IV} > pH_{II} > pH_{III}} \\ \\ Letra \ (A) \end{matrix}

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