Questão 728e91fa-b0

Prova:CEDERJ 2019, CEDERJ 2019

Disciplina:Química

Assunto:Equilíbrio Químico, Sistemas Homogêneos: Equilíbrio Químico na Água: pH e pOH, Indicadores Ácido-Base, Solução Tampão.

Em um balão volumétrico de 1 L, foi preparada uma solução aquosa, adicionando-se uma massa correspondente a 0.06 mol de dihidrogenofosfato de potássio (KH2 PO4 ) sólido a 300 mL de uma solução aquosa de hidróxido de potássio (KOH) 0.1 mol.L-1 e completando-se o volume do balão com água destilada. Adicionando-se a 100 mL dessa solução 1 mL de solução aquosa de KOH 0.1 mol.L-1 obtem-se uma segunda solução.

Sabe-se pKa = - logKa = 7.20, em que Ka é a constante de dissociação do H2 PO4 - em água a 25 ºC.

O pH da primeira solução e a relação do pH da segunda solução com o pH da primeira são, respectivamente:

6.90 e pH da segunda solução é maior que o da primeira

6.90 e pH da segunda solução é igual ao da primeira

7.20 e pH da segunda solução é maior que o da primeira

7.20 e pH da segunda solução é igual ao da primeira

Gabarito comentado

Talita Goulart Graduação e Mestrado em Engenharia Química pela UFRRJ, Doutoranda em Engenharia Química pela COPPE/UFRJ, Professora de Química.

Esta questão abrange conceitos relacionados à soluções químicas. Para resolvê-la é importante montar a reação correta e utilizar a expressão correta para o cálculo do pH. Sendo assim, observemos os dados e a resolução da questão:

Dados:
n (KH₂PO₄) = 0,06 mols;
M (KOH) = 0,1 mol/L;
V (KOH) = 300 mL = 0,3 L;
V1 (solução 1 de KH₂PO₄ e KOH) = 1 L;
V2 (solução 2 de KH₂PO₄ e KOH) = 101 mL = 0,101 L.

Resolução:
1) Com a mistura de KH₂PO₄ e KOH, temos a seguinte reação acontecendo:
H₂PO₄^- + OH^- ⇋ HPO₄^2- + H₂O
Para saber como ficou o equilíbrio dessa solução é importante saber o número de mols de cada espécie:
n (KH₂PO₄) = 0,06 mols
n (KOH) = M (KOH) ∙ V (KOH) = 0,1 ∙ 0,3 = 0,3 mols
Dessa forma, temos que:
   H₂PO₄^- + OH^- ⇋ HPO₄^2- + H₂O
início 0,06    0,03    - -
reação -0,03 -0,03    +0,03 +0,03

equilíbrio 0,03 0     0,03    0,03

Dessa forma, temos que a quantidade de íons H₂PO₄^- está em excesso. De acordo com a teoria de Bronsted-Lowry ácido é a espécie que doa prótons e base é a espécie receptora de prótons. Para essa reação temos que:
H₂PO₄^- + OH^- ⇋ HPO₄^2- + H₂O
ácido    base     base ácido

Em solução há as espécies H₂PO₄^-/HPO₄²^-, que constituem um sistema tampão. Para o cálculo de pH é possível utilizar a equação a seguir, com as concentrações do ácido e da base conjugada:
pH = pka - [ácido]/[base conjugada]
[ácido] = [H₂PO₄^-] = 0,03/V1
[base] = [HPO₄^2-] = 0,03/V1
pH = 7,20 - log [0,03/V1]/[0,03/V1] = 7,2 - log [1] = 7,20

2) Com a adição de solução de KOH, um novo equilíbrio é atingido. Como temos um sistema tampão o pH não sofrerá alterações significativas, como mostrado abaixo:

n (KH₂PO₄) = 0,03 mols
n (KOH) = M (KOH) ∙ V (KOH) = 0,1 ∙ 0,001 = 0,0001 mols

H₂PO₄^- +    OH^- ⇋ HPO₄^2- + H₂O
início:   0,03     0,0001    0,03    -
reação: -0,0001 -0,0001 + 0,0001 +0,0001

equilíbrio: 0,0299 0 0,0301 0,0301

pH = 7,20 - log [0,0299/V2]/[0,0301/V2] = 7,20 - log [0,9934] = 7,20 + 0,0003 ≅ 7,20

Gabarito do Professor: Letra D.