Question

Misturamos 200mL de uma solução aquosa de H2SO4 1,0 mol/L com 200mL de solução aquosa de KOH 3,0 mol/L.
Qual a molaridade da solução final em relação

a) A base

b) a solução final é ácida, básica ou neutra?​

Answer 1

Olá!

Este exercício exige o conhecimento de misturas de soluções que reagem entre si. É uma reação de neutralização entre um ácido e uma base. Nesse caso, é importante encontrar a proporção estequiométrica de cada substância que reage.

1º PASSO: Balancear a equação da reação química:

• 2 KOH + H₂SO₄ ⇒ K₂SO₄ +2 H₂O

2º PASSO: calcular a quantidade de matéria de cada reagente nas soluções iniciais:

KOH

3 mols de KOH(aq) ------- 1000 mL

x----------------------------------   200 mL

x = 200 . 3 / 1000 ⇒ x = 0,6 mol de KOH(aq)

H₂SO₄

1 mol de H₂SO₄(aq) -------- 1000 mL

y ----------------------------------   200 mL

y = 200 . 1 / 1000 ⇒ y = 0,2 mol de H₂SO₄(aq)

3º PASSO: verificar se a quantidade de reagentes está na proporção certa:

2 mol de KOH(aq) --------- 1 mol de H₂SO₄(aq)

0,6 mol de KOH(aq) ------ z

z = 0,6 . 1 / 2 ⇒ z = 0,3 mol de H₂SO₄(aq)

Conclusão: Há um excesso de KOH(aq), pois a proporção estequiométrica é de 2 : 1. Então para neutralizar 0,2 mol de H₂SO₄(aq) seria necessário o dobro de KOH (0,4 mol) e há mais na solução inicial.

4º PASSO: calcular o excesso:

0,6 mol de KOH (inicial) - 0,4 mol de KOH (consumido) = 0,2 mol (excesso)

• A solução final é ácida ou básica?

Como descobrimos que há 0,2 mol de KOH(aq) em excesso e sabendo que trata-se de uma base, concluímos que a solução final é básica.

• Qual a molaridade da base na solução final?

Volume final da solução = 200 + 200 = 400 mL

O cálculo da molaridade da base é feito com o excesso:

0,2 mol (excesso) de KOH(aq) ----- 400 mL de solução

w ---------------------------------------------- 1000 mL de solução

w = 1000 . 0,2 / 400 = 0,5 mol/L

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Titulação em:

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