1°.1 Ativ. De Soluções e Curva de Solubilidade

1 - (FUVEST-SP) No acidente com o césio-137 ocorrido em 1987 em Goiânia, a cápsula, que foi aberta inadvertidamente, continha 92 g de cloreto de césio-137. Esse isótopo do césio sofre decaimento do tipo beta para bário-137, com meia-vida de aproximadamente 30 anos.
Considere que a cápsula tivesse permanecido intacta e que hoje seu conteúdo fosse dissolvido em solução aquosa diluída de ácido clorídrico suficiente para a dissolução total.
Note e adote:
Solubilidade de sais de bário e de césio g do sal por 100 mL de água, a 20 o.
Cloreto Sulfato Massas molares:
Cloro..... 35,5 g/mol
Enxofre..... 32 g/mol
Oxigênio..... 16 g/mol
Bário 35,8 2,5 × 10-4
Césio 187 179

a) Com base nos dados de solubilidade dos sais, proponha um procedimento químico para separar o bário do césio presentes nessa solução.
R: A separação dos íons bário (Ba2+) e césio (Cs+) dissolvidos na forma de cloreto pode ser feita pela adição de ácido sulfúrico:
BaC,2(aq) + H2SO4(aq) " BaSO4(s) + 2 HCl,(aq)
2 CsC,(aq) + H2SO4(aq) " Cs2SO4(aq) + 2 HCl,(aq)
Como o sulfato de bário é muito menos solúvel que o sulfato de césio, o BaSO4 irá precipitar e poderá ser separado do Cs2SO4 que permanecerá dissolvido em solução.

b) Determine a massa do sal de bário seco obtido ao final da separação, considerando que houve recuperação de 100% do bário presente na solução.

2-(PUC-RJ) O valor do Ka do ácido sórbico (a 25 oC) é 1,6 ×10–5; e a sua solubilidade, por 100 g de água, é de 0,150 g (a 25 oC) e 0,340 g (a 40 oC). Considerando soluções aquosas desse ácido, faça o que se pede.

a) Calcule o pH de uma solução aquosa 0,010 mol L–1 desse ácido, a 25 oC.
Dado: log 4 = 0,6.
R: O pH da solução é dado pela concentração de íons H+ na solução. Tal concentração é a que advém do equilibrio de ionização do ácido sórbico. Ka = {[H+]eq [C6H7O2 - ]eq}/[ C6H8O2]eq Aplicando as aproximações: [H+] = [C6H7O2 - ], pois [H+]ácido sórbico >> [H+]água e [ C6H8O2]eq = [ C6H8O2]inicial, pois o valor da concentração inicial do ácido não ionizado é muito maior do que a constante de ionização do ácido, o que implica quantidade relativamente muito pequena de [C6H7O2 - ] no equilíbrio. Assim: [H+] = (Ka ×[C6H7O2 - ])1/2 = (1,6 × 10-5 × 1,0 × 10-2)1/2 = (1,6 × 10-7)1/2 = (16 × 10-6)1/2 = 4,0 × 10-3 mol L-1. pH = -log (4,0 × 10-3) = -(-3 + 0,6) = -(-2,4) = 2,4

b) Um volume de 50 mL de sobrenadante de uma solução aquosa, saturada de ácido sórbico (a 40 oC), foi transferido para um frasco, e se deixou resfriar até a temperatura ambiente (25 oC). Após uma agitação com bastão de vidro, observou-se a formação de precipitado, cuja massa você deve calcular, assumindo a massa específica da solução aquosa igual a 1,00 g mL–1, independentemente da temperatura e da presença de soluto.

R: A massa de 50 mL de solução é 50 g, pois a massa específica da solução é 1,00 g mL-1. Em 50 mL do sobrenadante (a 40 oC), deverá existir 0,170 g (0,34 g × 50 g/100 g) de ácido sórbico. Ao resfriar e agitar, a quantidade de soluto que permanece nos 50 mL de solução é de 0,075 g (ou seja, metade da massa que se teria solúvel em 100 g de água a 25oC). Assim, a massa do precipitado (ácido que não se consegue solubilizar na quantidade de água em questão) é dada pela diferença: Mprecipitado = 0,170 – 0,075 = 0,095 g.

3- (Fuvest-SP) Águas que apresentam alta concentração de íons Ca2+ ou Mg2+ dissolvidos são chamadas de “águas duras”. Se a concentração total desses íons for superior a 100 mg/L, tais águas não podem ser utilizadas em tubulações de máquinas industriais, devido à obstrução dos tubos causada pela formação de sais insolúveis contendo esses íons. Um químico deverá analisar a água de uma fonte, isenta de íons Mg2+, mas contendo íons Ca2+, para verificar se é adequada para uso em uma indústria. Para tal, uma amostra de 200 mL de água dessa fonte foi misturada com uma solução de carbonato de sódio (Na2CO3) em quantidade suficiente para haver reação completa. O sólido formado foi cuidadosamente separado, seco e pesado. A massa obtida foi 0,060 g.
Note e adote:
Massas molares (g/mol)
C = 12; O = 16; Na = 23; Ca = 40

a) Escreva a equação química, na forma iônica, que representa a formação do sólido.
R: A equação química, na forma iônica, que representa a formação do sólido é: Ca²⁺(aq) + CO²⁻₃ (aq) → CaCO₃ (s)

b) A água analisada é adequada para uso industrial? Justifique, mostrando os cálculos.
R: Cálculo da massa de íons Ca²⁺ presente na água:
Ca²⁺ (aq) → CaCO₃(s)
1 mol 1 mol
↓ ↓
40g _______________100g
x ______________ 0,060g

x = 0,024g de Ca²⁺ = 24mg de Ca²⁺

Cálculo da concentração de íons Ca²⁺ na água:
24mg de Ca²⁺ __________ 200mL
y __________ 1000 mL

y = 120mg de Ca²⁺ ∴ C = 120mg/L

Essa água não é apropriada para uso industrial, uma vez que a concentração é superior a 100mg/L.

4- (FASM-SP) Em uma aula experimental de química, os alunos testaram uma amostra incolor de vinagre, solução de ácido acético de concentração 0,05 mol/L e pH = 3, com os dois indicadores ácido-base relacionados na tabela.

Indicador Cor ácida Faixa de transição (pH) Cor básica
Vermelho de metila Vermelho 4,8–6,0 Amarelo
Púrpura de cresol Vermelho 1,2–2,8 Amarelo
HARRIS, Daniel C. Análise química quantitativa, 2001.
Em seguida, 1,0 mL do vinagre foi diluído em água destilada, obtendo-se 100 mL de solução. No final do
experimento, os alunos apresentaram um relatório com as informações obtidas.

a) Quais foram as cores obtidas com cada indicador no teste da amostra de vinagre antes da diluição?
R: Antes da dissolução, testaram uma solução de ácido acéntico de pH3, então de acordo com a tabela fornecida no enunciado:
3<4,8 = vermelho (indicador =vermelho de metida)
3>2,8 = amarelo (indicador = púpura de cresol)

b) Determine a concentração, em mol/L, da solução de vinagre diluída. Apresente os cálculos efetuados.
R: nácido acético antes da dissolução = [ácido acético] x V antes da dissolução
nácido acético depois da dissolução = [ácido acético] x V depois da dissolução
nácido acético antes da dissolução = nácido acético depois da dissolução
[ácido acético] x V antes da dissolução = [ácido acéntico] x V depois da dissolução
0,05 mol/L x 1,0 mL = (ácido acéntico) x 100 mL
[ácido acéntico] = 0,05 mol/L x 1,0ml --- 100 mL
[ácido acéntico] = 5,0 x 10 -4 mol/L

5- (Uerj) O fenômeno da “água verde” em piscinas pode ser ocasionado pela adição de peróxido de hidrogênio em água contendo íons hipoclorito. Esse composto converte em cloreto os íons hipoclorito, eliminando a ação oxidante e provocando o crescimento exagerado de microrganismos. A equação química abaixo representa
essa conversão:
H2O2 (aq) + NaClO(aq) NaCl(aq) + O2(g) + H2O(l)
Para o funcionamento ideal de uma piscina com volume de água igual a 4 × 107 L, deve-se manter uma concentração de hipoclorito de sódio de 3 × 10–5 mol • L–1.
Calcule a massa de hipoclorito de sódio, em quilogramas, que deve ser adicionada à água dessa piscina para se alcançar a condição de funcionamento ideal.

Admita que foi adicionado, indevidamente, nessa piscina, uma solução de peróxido de hidrogênio na con-
centração de 10 mol • L–1. Calcule, nesse caso, o volume da solução de peróxido de hidrogênio responsável pelo consumo completo do hipoclorito de sódio.
Dados
Na = 23; Cl = 35,5; O = 16; H = 1.
R: Cálculo da massa do NaClO .
Fórmulas úteis:
M = v/n :. V = n/m
n = m-M :. V = m-M /M
m = V. m . M
m = 4.107 . 3.10-5 . 74,5 g
m = 894 . 102 g
m = 84,5 g

Cálculo do volume da solução de H2O2

Podemos aplicar a equação da diluição (pois a relação matemática é equivalente):
mNaClO . VNaClO = mH2O2 . VH2O2
VH2O2 = mNaClO . VNaClO/mH2O2
Isolando a incógnita em questão (VH2O2) e, seguros de que as unidades estão condizentes, solucionamos o problema:
VH2O2 = 3.10-5 . 4.107/ 10L
VH2O2 = 1,2 . 102L

6 - (Fuvest-SP) Para investigar o efeito de diferentes poluentes na acidez da chuva ácida, foram realizados dois experimentos com os óxidos SO3(g) e NO2(g). No primeiro experimento, foram coletados 45 mL de SO3 em um frasco contendo água, que foi em seguida fechado e agitado, até que todo o óxido tivesse reagido. No segundo experimento, o mesmo procedimento foi realizado para o NO2. Em seguida, a solução resultante em cada um dos experimentos foi titulada com NaOH(aq) 0,1 mol/L, até sua neutralização.
As reações desses óxidos com água são representadas pelas equações químicas balanceadas:
H2O(l) + SO3(g) H2SO4(aq)

H2O(l) + 2 NO2(g) HNO2(aq) + HNO3(aq)

Note e adote
Considere os gases como ideais e que a água contida nos frascos foi suficiente para a reação total com os óxidos. Volume de 1 mol de gás: 22,5 L, nas condições em que os experimentos foram realizados.
a) Determine o volume de NaOH(aq) utilizado na titulação do produto da reação entre SO3 e água. Mostre os cálculos.
R: As reações químicas envolvidas podem ser representadas pelas seguintes equações:
SO3(g)  H2O(,) " H2SO4(aq) (equação 1)
H2SO4(aq)  2 NaOH(aq) " Na2SO4(aq)  2 H2O(,)
(equação 2)
Cálculo do volume de NaOH(aq) utilizado na titulação:
volume NaOH(aq)  , L SO L SO mol SO mol SO mol H SO – g/ dado g volume molar g (aq) (equa o qumica) – mol H SO , mol NaOH mol NaOH L NaOH (aq) (equa o qumica) (aq) (aq) concentra o molar 2 4 /  0,04 L  40 mL

b) Esse volume é menor, maior ou igual ao utilizado no experimento com NO2(g)? Justifique.
R: Equações químicas envolvidas:
SO3(g)  H2O(,) " H2SO4(aq)
H SO 2 4( ) aq  2 NaOH(aq) " Na2SO4(aq)  2 H2O(,)
SO3(g)  2 NaOH(aq) " Na2SO4(aq)  H2O(,)(equação 3)
2 NO2( ) g  H2O(,) " HNO2( ) aq  HNO3( ) aq
HNO3( ) aq  NaOH(aq) " NaNO3( ) aq  H2O(,)
HNO2( ) aq  NaOH(aq) " NaNO2( ) aq  H20(,)
2 NO2( ) g  2 NaOH(aq) " NaNO3( ) aq  NaNO2( ) aq  H2O(,)(equação 4)
Comparando as equações (3) e (4) nota-se que para uma mesma quantidade (em mols ou volume) de óxido, a quantidade de NaOH(aq) no experimento com NO2( ) g será menor.

c) Uma das reações descritas é de oxidorredução. Identifique qual é essa reação e preencha a tabela na folha de respostas,indicando os reagentes e produtos das semirreações de oxidação e de redução. R: A reação de oxidorredução é:
2 NO2(g)  H2O(,) " HNO2(aq)  HNO3(aq)
As semirreações são:
• oxidação: NO2(g)  H2O(,) " e–  HNO3(aq)  H( ) aq
• redução: NO2(g)  H( ) aq  e– " HNO2(aq)
Apresentam alteração no número de oxidação Semirreação de oxidação Semirreação de redução.
Reagente NO2 NO2
Produto HNO3 HNO2

7 - (Unesp-SP) A dipirona sódica mono-hidratada (massa molar = 351 g/mol) é um fármaco amplamente utilizado como analgésico e antitérmico. De acordo com a Farmacopeia Brasileira, os comprimidos desse medicamento devem conter de 95% a 105% da quantidade do fármaco declarada na bula pelo fabricante. A
verificação desse grau de pureza é feita pela titulação de uma solução aquosa do fármaco com solução de iodo (I2) a 0,050 mol/L, utilizando amido como indicador, sendo que cada mol de iodo utilizado na titulação corresponde a um mol de dipirona sódica mono-hidratada. Uma solução aquosa foi preparada pela dissolução de um comprimido de dipirona sódica mono-hidratada, cuja bula declara conter 500 mg desse fármaco. Sabendo que a titulação dessa solução consumiu 28,45 mL de solução de iodo 0,050 mol/L, calcule o valor da massa de dipirona sódica mono-hidratada presente nesse comprimido e conclua se esse valor de massa está ou não dentro da faixa de porcentagem estabelecida na Farmacopeia Brasileira.
R: De acordo com enunciado, a proporção em mols entre I2 e dipirona é de 1 para 1.
1I2 _______________1 Dipirona
I2 MI2 VI2
n  28,45 10 L/mol
n 0,050 3/I2  nI2
1,4225 103mol deI2 
1,4225 10 mol dedipirona 3  
Cálculo da massa de dipirona:
mdipirona = ndipironaMdipirona
mdipirona = 1,422510–3 molmol/351g

499,3 mg de dipirona
g de dipirona 3
499,3 10
De acordo com enunciado, o comprimido está dentro dos padrões, visto que a dosagem de 500 mg pode ter uma margem de 5% para mais ou para menos: 95% 500mg 105%
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475mg 499,3mg 526mg

Erro percentual:
500mg_______________100%
0,7mg________________x%
x = 0,14%

Obrigado por responder sua atividade.