4. (Valor 0,5) – "Equilíbrio de Ácidos e Bases" – (FUVEST) Valor numérico da constante de ionização do ácido acético = 1,8 . 10^-5 Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma solução com [H^+] = 10^-3 mol/L. Nessa solução, as concentrações em mol/L, de CH3COO- e de CH3COOH são, respectivamente, da ordem de: a) 3.10^-1 e 5.10^-10 b) 1.10^-3 e 2.10^-5 c) 1.10^-3 e 5.10^-2 d) 3.10^-1 e 5.10^-12

5. (Valor 0,5) – "Equilíbrio de Ácidos e Bases" – O hidróxido de amônio é uma base formada a partir da ionização do gás amônia em água. A seguinte equação representa o equilíbrio químico da ionização dessa base: NH4OH(aq) ⇌ NH4+(aq) + OH-(aq) a) Escreva a equação da constante de equilíbrio da equação acima.

Question

4. (Valor 0,5) – "Equilíbrio de Ácidos e Bases" – (FUVEST) Valor numérico da constante de ionização do ácido acético = 1,8 . 10^-5 Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma solução com [H^+] = 10^-3 mol/L. Nessa solução, as concentrações em mol/L, de CH3COO- e de CH3COOH são, respectivamente, da ordem de: a) 3.10^-1 e 5.10^-10 b) 1.10^-3 e 2.10^-5 c) 1.10^-3 e 5.10^-2 d) 3.10^-1 e 5.10^-12

5. (Valor 0,5) – "Equilíbrio de Ácidos e Bases" – O hidróxido de amônio é uma base formada a partir da ionização do gás amônia em água. A seguinte equação representa o equilíbrio químico da ionização dessa base: NH4OH(aq) ⇌ NH4+(aq) + OH-(aq) a) Escreva a equação da constante de equilíbrio da equação acima.

Accepted Answer

Para resolver a questão 4, precisamos calcular as concentrações de $ \text{CH}_3\text{COO}^- $ e $ \text{CH}_3\text{COOH} $ em uma solução onde $[H^+]$ é $10^{-3}$ mol/L. Sabemos que a constante de ionização do ácido acético ($K_a$) é $1,8 \times 10^{-5}$.

A reação de ionização do ácido acético é:

$$
\text{CH}_3\text{COOH} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + H^+
$$

A expressão da constante de equilíbrio é:

$$
K_a = \frac{[\text{CH}_3\text{COO}^-][H^+]}{[\text{CH}_3\text{COOH}]}
$$

Substituindo os valores conhecidos:

$$
1,8 \times 10^{-5} = \frac{[\text{CH}_3\text{COO}^-] \times 10^{-3}}{[\text{CH}_3\text{COOH}]}
$$

Podemos assumir que $[\text{CH}_3\text{COO}^-] \approx [H^+]$ porque o ácido está parcialmente ionizado:

$$
1,8 \times 10^{-5} = \frac{10^{-3} \times 10^{-3}}{[\text{CH}_3\text{COOH}]}
$$

$$
[\text{CH}_3\text{COOH}] = \frac{10^{-6}}{1,8 \times 10^{-5}} \approx 5,56 \times 10^{-2}
$$

Portanto, as concentrações são aproximadamente:

- $[\text{CH}_3\text{COO}^-] = 10^{-3}$
- $[\text{CH}_3\text{COOH}] \approx 5,6 \times 10^{-2}$

**Resposta: c) $1 \times 10^{-3}$ e $5,1 \times 10^{-2}$**

Para a questão 5a, a equação da constante de equilíbrio para a reação de ionização do hidróxido de amônio ($NH_4OH$) é:

$$
K_b = \frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_4OH]}
$$

4. (Valor 0,5) – "Equilíbrio de Ácidos e Bases" – (FUVEST) V...

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