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Questão de Química — Equilíbrio Químico — VUNESP 2025

QuímicaEquilíbrio Químico
Código
vu108624
Banca
VUNESP
Órgão
SEDUC-SP
Ano
2025
Nível
Superior
Cargo
Professor de Educação Básica II - Química - Promoção do QM 2022
O composto CH₃ NH₂ interage com a água de acordo com a equação a seguir:CH₃ NH₂ (g) + H₂O (l) ⇄ CH₃ NH₃ + (aq) + OH– (aq)Kb = 3,5 x 10–⁴Qual será o pH aproximado de uma solução CH₃ NH₂ com concentração de 0,2 mol/L?Dados: no equilíbrio, a concentração de CH₃ NH₃ + é muito menor do que 0,2 mol/L; (0,7)¹/² = 0,8 e log 0,8 = –0,096.
  1. A12
  2. B8
  3. C10
  4. D2
  5. E14
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GabaritoA — 12

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Resolução

Gabarito: letra A — a conta chega a pH ≈ 12 — alternativa A.

A ideia por trás

A metilamina (CH₃NH₂) é uma base fraca: em água, ela reage parcialmente, recebendo um próton da água e liberando íons hidroxila (OH⁻). A extensão dessa reação é medida pela constante de basicidade Kb, que indica a tendência da base em gerar OH⁻. Quanto maior o Kb, mais forte a base e maior a concentração de OH⁻ no equilíbrio.

Para uma base fraca genérica B, a reação B + H₂O ⇄ BH⁺ + OH⁻ tem constante Kb = [BH⁺][OH⁻]/[B]. Como a estequiometria é 1:1, no equilíbrio [BH⁺] = [OH⁻] = x. Se a base é fraca, x é muito menor que a concentração inicial C, então [B] ≈ C. Assim, Kb ≈ x²/C, e x = √(Kb·C). O pOH é –log[OH⁻] e o pH é 14 – pOH. A relação pH + pOH = 14 vale para soluções aquosas a 25 °C.

Esta questão pede o pH de uma base fraca, então o caminho é: calcular [OH⁻] pela aproximação do equilíbrio, achar o pOH e converter para pH. O enunciado já garante que a ionização é pequena, autorizando a simplificação.

O que a questão dá

  • constante de basicidade Kb = 3,5 × 10⁻⁴

  • concentração inicial da base = 0,2 mol/L

  • dado: √0,7 = 0,8

  • dado: log 0,8 = –0,096

O que queremos: o pH aproximado da solução de metilamina

Passo 1 — Montar a expressão do Kb

Precisamos relacionar a constante de equilíbrio com as concentrações das espécies. Como a reação é 1:1, as concentrações de CH₃NH₃⁺ e OH⁻ são iguais no equilíbrio; chamamos esse valor de x.

Por que esta fórmula: A expressão do Kb vem da lei de ação das massas: produtos sobre reagentes, cada um elevado ao seu coeficiente estequiométrico. Como a água é líquida, sua concentração não entra na expressão.

Kb=[CH3NH3+][OH−][CH3NH2]K_b = \frac{[CH_3NH_3^+][OH^-]}{[CH_3NH_2]}

De onde vem cada valor: KbK_b = enunciado: 3,5 × 10⁻⁴ · [CH3NH3+][CH_3NH_3^+] = definição: igual a x no equilíbrio · [OH−][OH^-] = definição: igual a x no equilíbrio · [CH3NH2][CH_3NH_2] = enunciado: concentração inicial 0,2 mol/L, pois a ionização é pequena

Kb=x⋅x0,2K_b = \frac{x \cdot x}{0{,}2}
K_b = fracx^20,2
NÃO CAIA NESSA!

Esquecer que [CH₃NH₂] no equilíbrio é aproximadamente a inicial, e não 0,2 – x; mas como x é pequeno, a aproximação é válida.

Passo 2 — Isolar a concentração de OH⁻

Com a expressão simplificada, podemos calcular x, que é a concentração de OH⁻ no equilíbrio. Esse valor é a chave para o pOH.

Por que esta fórmula: Da expressão Kb ≈ x²/0,2, isolamos x multiplicando ambos os lados por 0,2 e tirando a raiz quadrada.

x=Kb⋅0,2x = \sqrt{K_b \cdot 0{,}2}

De onde vem cada valor: KbK_b = enunciado: 3,5 × 10⁻⁴ · 0,20{,}2 = enunciado: concentração inicial da base

x=3,5×10−4×0,2x = \sqrt{3{,}5 \times 10^{-4} \times 0{,}2}
x=7,0×10−5x = \boxed{\sqrt{7{,}0 \times 10^{-5}}}
NÃO CAIA NESSA!

Errar a multiplicação: 3,5 × 0,2 = 0,7, e não 7,0; cuidado com a potência de 10.

Passo 3 — Calcular a raiz quadrada

Precisamos do valor numérico de x para prosseguir. A questão fornece √0,7 = 0,8, então reescrevemos a expressão para usar esse dado.

Por que esta fórmula: √(7,0 × 10⁻⁵) = √(0,7 × 10⁻⁴) = √0,7 × √10⁻⁴ = 0,8 × 10⁻².

x=0,7×10−4x = \sqrt{0{,}7} \times \sqrt{10^{-4}}

De onde vem cada valor: 0,7\sqrt{0{,}7} = dado do enunciado: 0,8 · 10−4\sqrt{10^{-4}} = constante: 10⁻²

x=0,8×10−2x = 0{,}8 \times 10^{-2}
x=8×10−3mol/Lx = \boxed{8 \times 10^{-3} mol/L}
NÃO CAIA NESSA!

Esquecer de separar a potência de 10 e tentar calcular √7,0 diretamente, sem usar o dado fornecido.

Passo 4 — Calcular o pOH

O pOH é a medida direta da basicidade da solução, definido a partir da concentração de OH⁻ que acabamos de encontrar.

Por que esta fórmula: pOH = –log[OH⁻]. Usamos a propriedade do logaritmo: log(a·b) = log a + log b, e log 10⁻³ = –3.

pOH=−log⁡[OH−]pOH = -\log[OH^-]

De onde vem cada valor: [OH−][OH^-] = passo 3: 8 × 10⁻³ mol/L

pOH=−log⁡(8×10−3)=pOH≈2,1pOH = -\log(8 \times 10^{-3}) = \boxed{\text{pOH} ≈ 2,1}
NÃO CAIA NESSA!

Confundir log 8 com log 0,8; lembre que log 8 = log(0,8 × 10) = log 0,8 + 1 = –0,096 + 1 = 0,904.

Passo 5 — Converter pOH em pH

A questão pede o pH, e a relação entre pH e pOH em água a 25 °C é fixa: pH + pOH = 14. Basta subtrair.

Por que esta fórmula: Essa relação vem do produto iônico da água (Kw = 10⁻¹⁴), que leva a pH + pOH = 14.

pH=14−pOHpH = 14 - pOH

De onde vem cada valor: pOHpOH = passo 4: 2,1

pH=14−2,1=pH≈11,9≈12pH = 14 - 2{,}1 = \boxed{\text{pH} ≈ 11,9 ≈ 12}
NÃO CAIA NESSA!

Somar em vez de subtrair, obtendo pH 16,1, que é impossível (pH máximo é 14).

Resposta: pH ≈ 12 — alternativa A

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