Equilíbrio Iônico

18. (ITA-92) Dissolvendo-se 1,0 mol de ácido acético em água suficiente para obter 1,0  de líquido, resulta uma solução que tem uma concentração de íons H+ igual a       4,2 .10^-3 mol/. Com relação a esta solução é falso afirmar que:

a) A quantidade de ácido acético na forma molecular é      (1,0 - 4,2.10-3) mol.
b) A quantidade de ânion acetato é 4,2.10^-3 mol.
c) Ela se toma neutra (pH=7) pela adição de 4,2. 10^-3 mol de NaOH(s).
d) Ela se torna mais alcalina (pH > 7) pela adição de 1,0 mol  de NaOH(s).
e) Ela se torna mais ácida, pela adição de gotas de ácido sulfúrico concentrado.

Spoiler:

CH3COOH = CH3COO- + H+
In:     1 mol/L          0              0
R:       -x                 +x          +x
Eq:    1 -x               x             x
[H+] = [CH3COO-] = x =  4,2*10^-3 (valor fornecido pelo enunciado)
[CH3COOH] = 1 - x = 1 - 4,2*10^-3 .:. (a) e (b) estão corretas
Se adicionarmos 4,2*10^-3 mol de NaOH a concentração deste será de 4,2*10^-3 mol/L (temos 1 litro de solução), portanto a concentração de base será muito inferior à concentração de ácido (não haverá neutralização) (c) errada
Se tivermos concenttrações iguais de base forte (NaOH) e ácido fraco (CH3COOH) SEMPRE predominará o caráter do mais forte, portanto o meio será básico (pH > 7) (d) correta
Se numa solução aquosa ácida adicionarmos mais ácido, a solução ficará mais ácida (e) correta