Exercícios
Avalie seus conhecimentos de Química com este questionário sobre ácidos e bases em solução. Explore conceitos fundamentais, como as definições de Arrhenius e Brønsted-Lowry, pares ácido-base conjugados, espécies anfipróticas, cálculos de pH e pOH de ácidos e bases fortes, além da interpretação da escala de pH. Teste também sua compreensão sobre força ácida, constante Ka, diluição, soluções tampão e capacidade tamponante. As questões abordam curvas de titulação de ácidos e bases fortes ou fracos, ponto de equivalência, escolha de indicadores, leitura de bureta, meia-equivalência e distribuição de espécies em ácidos dipróticos. Ideal para revisar conteúdos, identificar pontos de melhoria e se preparar para provas de Química.
Responda às questões abaixo e confira a explicação de cada resposta.
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Um ácido de Arrhenius aumenta a concentração de H₃O⁺ quando dissolvido em água. Uma base de Arrhenius, por sua vez, aumenta a concentração de OH⁻.
Ao atuar como ácido, o HCO₃⁻ doa um próton. A espécie restante é CO₃²⁻, sua base conjugada.
O HCl é um ácido forte, portanto [H₃O⁺] = 1,0 × 10⁻³ mol/L. Assim, pH = −log[H₃O⁺] = 3,0.
Para o NaOH, [OH⁻] = 10⁻² mol/L e pOH = 2. Como pH + pOH = 14 a 25 °C, o pH é 12.
Em uma solução aquosa com pH acima de 7, a concentração de OH⁻ é maior que a concentração de H₃O⁺.
A diluição por um fator de dez reduz [H₃O⁺] a um décimo. Como o pH é logarítmico, essa redução aumenta o pH em aproximadamente uma unidade.
Um Ka maior indica que o equilíbrio favorece mais a ionização do ácido. Isso corresponde a maior formação de H₃O⁺ e a um ácido mais forte.
A amônia atua como base de Brønsted-Lowry ao receber H⁺. Com a adição desse próton, forma-se seu ácido conjugado, NH₄⁺.
Um tampão é formado por um ácido fraco e sua base conjugada, ou por uma base fraca e seu ácido conjugado. Ele reduz, mas não elimina, variações de pH.
Pela equação de Henderson-Hasselbalch, pH = pKa + log([A⁻]/[HA]). Quando as concentrações são iguais, o logaritmo vale zero e pH = pKa.
A base conjugada A⁻ neutraliza grande parte do H₃O⁺ adicionado, formando HA. Isso reduz a variação do pH da solução.
Com a mesma razão entre os componentes, o tampão mais concentrado possui maior quantidade de matéria disponível para neutralizar ácido ou base adicionados.
Na titulação entre ácido forte e base forte, o sal formado não sofre hidrólise significativa. A solução é aproximadamente neutra no ponto de equivalência a 25 °C.
No ponto de equivalência, predomina a base conjugada do ácido fraco. Sua hidrólise com a água produz OH⁻, tornando a solução básica.
O indicador deve mudar de cor dentro da região de variação acentuada do pH. O vermelho de metila possui faixa de transição que inclui o pH próximo de 5.
O volume dispensado é a diferença entre as leituras final e inicial: 27,85 − 12,40 = 15,45 mL.
Na meia-equivalência, metade do ácido foi convertida em base conjugada, portanto [HA] = [A⁻]. Pela equação de Henderson-Hasselbalch, pH = pKa.
Acima de pKa₂, a segunda desprotonação é favorecida. Assim, a forma totalmente desprotonada A²⁻ passa a ser predominante.
A água pode receber H⁺ e formar H₃O⁺ ou doar H⁺ e formar OH⁻. Por isso, pode atuar tanto como ácido quanto como base de Brønsted-Lowry.
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