PH e temperatura: Olho no ENEM

Cuidado com a pegadinha!!

A temperatura provoca o aumento do produto iônico da água, ou seja, diminui o pH. Veja:

Numa temperatura de 25°C, temos:

K_w = [H⁺] . [OH^–] = 1,0 x 10^-14 (mol/L)²

Aumentando a temperatura para 45°C, temos:

K_w = [H⁺] . [OH^–] = 4,0 x 10^-14 (mol/L)²

Para qualquer temperatura é válido o seguinte:

meio neutro: [H⁺] = [OH^–]
meio ácido: [H⁺] > [OH^–]
meio básico: [OH^–] > [H⁺] 

Exercício resolvido;


1.Considere duas amostras de água pura, I e II, de mesmo volume e temperaturas diferentes. A medida do pH dessas amostras forneceu um valor de 7,0 para a amostra I e 6,0 para a amostra II. Sabendo-se que a reação de auto-dissociação da água é um processo endotérmico, assinale a alternativa correta. 

A) O pH da amostra I é neutro e o da amostra II é ácido. 
B) A temperatura da amostra II deve ser menor do que 25 °C.
C) A temperatura da amostra II deve ser maior do que a da amostra I. 
D) Na amostra II a concentração dos íons H3O+ é maior do que a dos íons OH –
E) A constante de equilíbrio para a auto-dissociação da água da amostra II é 1x10–14


GABARITO PASSO A PASSO:

 Resposta correta; C

Para a água pura a 25 °C pH é realmente 7 (neutro) e o Kw ( constante de equilíbrio para a auto-dissociação da água é é 1x10–14). A maldade está na temperatura diferente das amostras!! Lembra do seguinte: quanto maior a temperatura menor o pH. Por isso eu marco letra C. Veja se a água está pura e a  25 °C o pH é .  Então olhando para a amostra I, me leva a dizer que é essa a temperatura dela. A outra deve estará mais quento, porque o pH dela é 6, e como o pH será mais baixo com o aumento da temperatura.

Unidades de concentração: Molaridade

O estudo das unidades de concentração é fundamental para se fazer uma boa prova de físico-química do ENEM e das específicas. Falaremos hoje sobre a molaridade.

Concentração molar (M) (Molaridade)

É  a  mais  importante  unidade  de  concentração,  sendo  referência  de  unidade  de
quantidade de matéria presente em 1 litro de solução. Pode-se dizer que a concentração
molar determina a quantidade de mols de soluto presentes em 1 litro de solução. Pode ser
expressa em mols/litro ou simplesmente por M (molar).


M = concentração molar;
n1  = número de mols do soluto;
V = volume (litros)



muitas vezes é útil lembrar que:

m1 é a massa de soluto em gramas


Questões de aplicação:


1. (Unaerp-SP) O propileno glicol, C3H8O2 é um líquido utilizado como umectante de
doces, produtos de  cacau  e carne.  Para se  preparar 100ml  de solução  3 Molar de
propileno glicol, a massa a ser pesada deverá ser de:
DADOS:  C = 12 ; O = 16 ; H = 1
a) 228 g.
b) 10,8 g.
c) 108 g.
d) 22,8 g.
e) 2,28 g.



Gabarito: D

é possível chegar lá com uma simples aplicação da fórmula que foi dada.

3 = m1 / 76 x 0,1,

m1 = 22,8 g



2. (UEL-PR) Em 200g de solução alcoólica de fenolftaleína contendo8,0 % em massa de
soluto, quantos mols de álcool há na solução?
Dado: massa molar do etanol = 46g/mol
a) 8,0
b) 4,0
c) 3,0
d) 2,5
e) 2,0


Gabarito: B


Neste caso é preciso prestar atenção aos detalhes:

8% de fenolftaleína e 92% de álcool
em 200g de solução, 184 são de álcool.
1 mol de álcool = 46g
X--------------------184g      X = 4 mols



3-  Preparou-se uma solução 0,2mol/litro, dissolvendo-se 16,56g de X (ClO3)2 em água
suficiente para que fossem obtidos 400ml de solução. O cátion X é o:
Dadas as massas molares (g/mol):
Be = 9; Mg = 24; Ca = 40; Sr = 88; Ba = 137; Cl = 35,5 ; O = 16
a) Be.
b) Mg.
c) Ca.
d) Sr.
e) Ba.


Gabarito:  C

Aqui são duas etapas,
0,2 = 16,56/MM1 . 0,4

 MM1 = 207g (encontrar a massa)

Utilizar a expressão: X (ClO3)2
 X + 71 + 48 = 207
 X = 40g Ca



4. (Puccamp-SP) No preparo de solução alvejante de tinturaria, 521,5g de hipoclorito de
sódio são dissolvidos em água suficiente para 10,0 litros de solução. A concentração, em
mol/L, da solução obtida é:
(Dado: Massa molar do NaClO = 74,5g/mol)
a) 7,0
b) 3,5
c) 0,70
d) 0,35
e) 0,22


Gabarito: C

aplicação direta da fórnula:

M = 521,5/74,5 . 10 M = 0,7 mol/L

Eletroquímica: pilha de Daniel (teoria e exercícios)

A compreensão de como reações químicas produzem eletricidade e vice-versa é fundamental para fazer uma boa prova do ENEM. Começaremos a falar sobre a Pilha de Daniel.

PILHA DE DANIELL

Vamos relembrar alguns conceitos importantes: oxidação e redução

O oxidante ganha elétrons e se reduz, e o redutor perde elétrons e se oxida. A oxidação, portanto, corresponde à perda de elétrons, e a redução, ao ganho de elétrons.

Essas conclusões são válidas quando estão envolvidos apenas íons simples. É o caso do nosso exemplo. Na maior parte das vezes, a modificação do número de oxidação não se deve a uma transferência de elétrons, mas sim a uma modificação na estrutura das substâncias. Veja, por exemplo, o caso da reação:

Cada manganês, ao ter alterado seu número de oxidação +7 para +2, abandona a estrutura MnO₄^-, passando a Mn²⁺. Cada carbono, ao passar de +3 para +4, deixa a estrutura C₂O₄^2-, passando à estrutura CO2.

Nesse caso, apesar de a variação do número de oxidação ocorrer como conseqüência de modificações estruturais, é prático considerar que houve “ganho” e “perda” de elétrons. O manganês, ao passar de +7 para +2, comportou-se como se tivesse “ganho” cinco elétrons, fato altamente improvável, já que a transferência de mais de três elétrons é muito difícil. O carbono, por sua vez, ao passar de +3 para +4, comportou-se como se tivesse “perdido” um elétron.

Ao adotar a transferência de elétrons, admitindo “ganho” ou “perda”, estamos fazendo uma simplificação útil e prática.

Uma reação de oxirredução é aquela onde ocorre oxidação e redução.

Observe a seguinte reação química de oxirredução:

Esta reação pode ser feita muito facilmente colocando um pedaço de zinco metálico (Zn°) em um copo com uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4), que é um líquido azul translúcido. Após alguns tempo, cerca de 20 minutos, pode-se observar que o pedaço de metal ficou avermelhado. A parte que ficou vermelha é o cobre (Cu°) que se depositou sobre a placa de zinco. E no fundo do copo há a formação de sulfato de zinco (ZnSO4), conforme a reação acima.

A experiência feita pelo meteorologista e químico inglês John Frederic Daniell, em 1836, constitui uma pilha formada apartir de reações de oxirredução.

Pilha – São reações químicas que produzem corrente elétrica espontaneamente.

Daniell montou um sistema com dois eletrodos interligados.
Um eletrodo era constituido de uma placa de zinco imersa em um copo com uma solução com íons de zinco, no caso, sulfato de zinco.
O outro eletrodo era constituído de uma placa de cobre imersa em um copo com uma solução com íons de cobre, no caso, sulfato de cobre.

Chamou o eletrodo de Zinco de ânodo, com carga negativa.
Chamou o eletrodo de Cobre de cátodo, com carga positiva.

Ânodo ou polo negativo é o eletrodo onde saem os elétrons. Ocorre a reação de oxidação.

Cátodo ou polo positivo é o eletrodo para onde vão os elétrons. Ocorre a reação de redução.

Com o passar do tempo, os elétrons da placa de zinco vão para a solução, fazendo com que aumente a concentração da solução e corroendo a placa de zinco.

No outro eletrodo, ocorre o contrário. Os élétrons da solução de sulfato de cobre se depositam na placa de cobre, diminuindo a concentração da solução e aumentando a massa da placa metálica.

Veja como montar as reação que ocorrerem na Pilha de Daniell:

1°) montar a reação do ânodo

2°) montar a reação do cátodo

3°) somar as reações, formando a reação global da pilha.

Daniell colocou uma ponte salina constituída de um tubo de vidro em U contendo solução de KCl aquoso. A sua função é permitir a migração de íons de uma solução para a outra, de modo que o número de íons positivos e negativos na solução de cada eletrodo permaneça em equilíbrio.

ELETRODO	REAÇÃO	POLO	LÃMINA	SOLUÇÃO
ÂNODO	OXIDAÇÃO	POLO NEGATIVO (-)	CORRÓI	CONCENTRA
CÁTODO	REDUÇÃO	POLO POSITIVO (+)	AUMENTA	DILUI

Antes de realizar a montagem de uma pilha, é necessário saber qual metal vai perder e qual metal vai ganhar elétrons. Para conseguir responder à esta questão, devemos conhecer o conceito de potencial de redução e o potencial de oxidação.

O potencial de redução e de oxidação são medidos em volt (V) e é representado pelo símbolo E°.

Onde:
variação de potencial
E° = diferença de potencial (padrão)
E°RED = potencial de redução
E°OX = potencial de oxidação

Padrão: 25°C e 1atm

Pode-se utilizar qualquer uma destas fórmulas, dependendo dos dados que são fornecidos.
A diferença de potencial (d.d.p.) pode ser chamada também de força eletromotriz (fem).

Quanto maior o E°RED mais o metal se reduz.
Quanto maior o E°OX mais o metal se oxida.

Reação Espontânea e Não Espontânea

A reação na pilha (ou célula eletrolítica) pode ser espontânea ou não.
Quando o potencial padrão da célula eletrolítica é positivo, a reação é espontânea.
Quando o potencial padrão da célula eletrolítica é negativo, a reação é não espontânea.

Representação IUPAC

De acordo com a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), a representação de uma pilha deve ser da seguinte maneira:

Exercícios

1. Em uma pilha de zinco e chumbo, a reação que ocorre é a seguinte:

              Pb (aq)2+ + Zn (s) -> Pb (s) + Zn (aq)2+

Assinale a proposição falsa:

a) O pólo negativo é o eletrodo de zinco.

b) O cátodo é o eletrodo de zinco.

c) O eletrodo de zinco sofre corrosão.

d) No circuito externo, os elétrons fluem do eletrodo de zinco para o eletrodo de chumbo.

e) Na solução a corrente elétrica é formada por íons.

2. A d.d.p. da pilha Ca / Ca 2+ // Pb2+/ Pb é igual a:

Sabendo-se que: Ca 2+  +2 e– -> Ca       Eo = – 2,76 V

Pb2+ +2 e– -> Pb        Eo = – 0,13 V

a) + 2,63 V

b) – 2,89 V

c) – 2,63 V

d) + 2,89 V

e) + 2,73 V

3. As pilhas são largamente utilizadas no mundo moderno, e o esquema abaixo mostra uma pilha montada a partir de placas de níquel e zinco. Com base na informação e em seus conhecimentos sobre eletroquímica, pode-se afirmar que

Dados:              Zn2+ (aq) + 2 e–  ->  Zn (s) E0  = – 0,76 V.

                        Ni2+ (aq) + 2 e–  ->  Ni (s) E0 = – 0,25 V.

a) A concentração dos íons Ni 2+ na solução de NiSO4 aumenta.

b) A concentração de íons nas soluções não afeta o funcionamento da pilha.

c) A ponte salina evita a migração de íons do ânodo para o cátodo.

d) A placa de zinco diminui de massa.

e) O potencial de oxidação do níquel é maior que o do zinco.

GABARITO:

1. B

2. A

3. D

Qualquer dúvida sobre a resolução é só postar.

produto de solubilidade: teoria e exercícios resolvidos

                Produto de solubilidade

 Tomando um eletrólito qualquer, AaBb temos que a sua dissociação iônica é:

AaBb <–> aA^+b + bB^-a

“O produto de solubilidade é o produto das concentrações (em mol/L) dos íons existentes em uma solução saturada, estando cada concentração elevada ao coeficiente do íon na equação de dissociação iônica”.

Ou seja, seguindo a equação de dissociação iônica acima temos que:

Kps = [A^+b]^a . [B^-a]^b

Os valores do kps são constantes para cada substancia, a uma determinada temperatura. Veremos alguns exemplos:

Em soluções aquosas e a 25ºC,

1 – CaF₂ <–> Ca⁺² + 2F^-, Kps = [Ca⁺²]. [F^-]² = 4,9 x 10^-11

2 – FeS <–> Fe⁺² + S^-2, Kps = [Fe⁺²] . [S^-2] = 5 x 10^-18

Os valores do Kps permanecem constantes somente em soluções saturadas de eletrólitos pouco solúveis. Se a dissociação iônica for endotérmica, e se aumentarmos a temperatura, este aumento acarretará em um aumento de solubilidade, portanto, o valor do Kps aumentará. Se a dissolução for exotérmica acontecerá o contrario do citado anteriormente. Podemos então concluir que a temperatura altera o valor do Kps.

Exercícios resolvidos

1. Uma expressão tipo: Kps = [cátion].[ânion]. É correta para indicar o produto de solubilidade 
do sulfato de: 
a) alumínio. 
b) sódio. 
c) bário. 
d) potássio. 
e) amônio.

R:  A alternativa correta é c, pois temos a mesma razão, veja: 1BaSO4 -> 1Ba2+ +  1SO4=

Kps = [Ba2+]  [SO4=]

2-Sabendo que a solubilidade do cromato de prata – Ag2CrO4 – é de 2,5x10-2 g/L, a determinada temperatura, calcular o seu produto de solubilidade nessa temperatura. R=1,7x10-12M




3-Determinar a solubilidade (em mol/L) do sulfeto de prata (Ag2S) a certa temperatura, sabendo que o produto de solubilidade nessa temperatura é 1,6x10-48. 

4. Uma solução saturada de base, representada por X(OH)2, tem pH=10 a 25O C. Qual o produto de solubilidade do X(OH)2?

Pegadinha em exercício sobre pH

 Atenção pessoal!! Quando falamos sobre pH estamos tratando de escala logarítmica, especificamente na base 10.  É comum algumas pegadinhas para tentar enganar o aluno desatento. Vamos ao exemplo.

     Determinada variedade de suco de limão tem pH=2 e determinada variedade de suco de laranja tem pH=4. Marque a alternativa que contem a relação de concentração hidrogeniônica entre o suco de limão e o suco de laranja.

a) 2

b) 20

c) 1

d) 10

e) 100

Resposta:

ou seja a resposta correta é letra e e não letra a, por exemplo, 2/4 =2


Fiquem de olho!

Um abraço e bons estudos.

Exercícios sobre coeficiente de solubilidade (c.s)

A compreensão de como a solubilidade varia com a temperatura. é fundamental para fazer uma boa prova do ENEM. Hoje eu lhes trago uma bateria de exercícios sobre solubilidade para o ENEM.


Segue uma lista sobre coeficiente de solubilidade. Qualquer dúvida é só postar.

1. (UERJ)  O gráfico a seguir, que mostra a variação da solubilidade do dicromato de potássio na água em função da temperatura, foi apresentado em uma aula prática sobre misturas e suas classificações. Em seguida, foram preparadas seis misturas sob agitação enérgica, utilizando dicromato de potássio sólido e água pura em diferentes temperaturas, conforme o esquema:

Após a estabilização dessas misturas, o número de sistemas homogêneos e o número de sistemas heterogêneos formados correspondem, respectivamente,

(A) 5 - 1                        

(B) 4 - 2                      

(C) 3 - 3 

(D) 1 - 5 

(E) 3 - 4

2. (FATEC)  A partir do gráfico a seguir são feitas as afirmações de I a IV.

I. Se acrescentarmos 250 g de NH4NO3 a 50 g de água a 60 °C, obteremos uma solução saturada com corpo de chão.

II. A dissolução, em água, do NH4NO3 e do NaI ocorre com liberação e absorção de calor, respectivamente.

III. A 40 °C, o NaI é mais solúvel que o NaBr e menos solúvel que o NH4NO3.

IV. Quando uma solução aquosa saturada de NH4NO3, inicialmente preparada a 60 °C, for resfriada a 10 °C, obteremos uma solução insaturada.

Está correto apenas o que se afirma em

(A) I e II.                       

(B) I e III.                      

(C) I e IV. 

(D) II e III. 

(E) III e IV. 

  

3. (UFRGS)  Observe o gráfico a seguir, que representa a variação da solubilidade de sais com a temperatura.

Assinale com V (verdadeiro) ou F (falso) as seguintes afirmações, feitas por um estudante ao tentar interpretar esse gráfico.

(     ) O cloreto de sódio e o sulfato de lítio apresentam solubilidade constante no intervalo considerado.

(    ) No intervalo de O °C a 100 °C, a solubilidade do iodeto de potássio é aproximadamente duas vezes maior que a do nitrato de sódio.

(     ) O nitrato de prata é o sal que apresenta o maior valor de solubilidade a O °C.

(     ) A solubilidade do iodeto de potássio a 100 °C é aproximadamente igual a 200 g/L.

(     ) Quatro dos sais mostrados no gráfico apresentam aumento da solubilidade com a temperatura no intervalo de O °C a 35 °C.

(     ) A 20 °C, as solubilidades do cloreto de sódio e só sulfato de sódios são iguais.

A sequência correta de preenchimento dos parênteses, de cima para baixo, é

(A) V - F- V - F - F - F.                          

(B) F - V - F - V - F - F.                         

(C) F - F - F - F - V - V. 

(D) V - F - F - V - F - V. 

(E) F- V - V - F - V - F. 

4. (PUCRIO)  Observe o gráfico a seguir.

A quantidade de clorato de sódio capaz de atingir a saturação em 500 g de água na temperatura de 60 °C, em grama, é aproximadamente igual a

(A) 70                                      

(B) 140                                                 

(C) 210 

(D) 480 

(E) 700 

5. (UFMG)  Numa aula no Laboratório de Química, os alunos prepararam, sob supervisão do professor, duas soluções aquosas, uma de cloreto de potássio, KCℓ, e uma de cloreto de cálcio, CaCℓ2. Após observarem a variação da temperatura em função do tempo, durante o preparo de cada uma dessas soluções, os alunos elaboraram este gráfico:

Considerando-se as informações fornecidas por esse gráfico e outros conhecimentos sobre o assunto, é CORRETO afirmar que

(A) a dissolução do CaCℓ2 diminui a energia cinética média das moléculas de água. 

(B) a dissolução do KCℓ é um processo exotérmico. 

(C) a entalpia de dissolução do CaCℓ2 é maior que zero. 

(D) a solubilidade do KCℓ aumenta com o aumento da temperatura. 

  

6. (UFAL)  Considere os seguintes dados:

- Solubilidade em água à temperatura ambiente.

- NaNO3 ... 90 g/100 g de H2O; massa molar (g/mol) = 85.

Sua solubilidade aumenta quando aumenta a temperatura.

- NaCℓ ... 38 g/100 g de H2O; massa molar (g/mol) = 58.

Sua solubilidade é praticamente constante quando aumenta a temperatura.

- Ce2(SO4)3 ... 5 g/100 g de H2O

Sua solubilidade diminui quando aumenta a temperatura.

Com esses dados, afirma-se que

(A) À temperatura ambiente, quando a solubilidade é expressa em mol do soluto/100 g H2O, o NaCℓ é mais solúvel do que o NaNO3. 

(B) À temperatura ambiente, uma solução saturada de NaCℓ contém mais mols de íons Na+ do que uma solução saturada de NaNO3.

(C) A dissolução de NaNO3 em água é um processo endotérmico. 

(D) A dissolução do NaCℓ em água deve ocorrer com pequeno efeito térmico. 

(E) A dissolução do Ce2(SO4)3 em água deve ocorrer com liberação de energia. 

  

7. (PUCMG)  O gráfico representa as curvas de solubilidade de alguns sais em água.

De acordo com o gráfico, podemos concluir que

(A) a substância mais solúvel em água a 40 °C é o nitrito de sódio. 

(B) a temperatura não afeta a solubilidade do cloreto de sódio. 

(C) o cloreto de potássio é mais solúvel que o cloreto de sódio à temperatura ambiente. 

(D) a massa de clorato de potássio capaz de saturar 200 mL de água, a 30 °C, é de 20 g. 

  

8. (PUCSP)  O gráfico a seguir representa a curva de solubilidade do nitrato de potássio (KNO3) em água.

A 70 °C, foram preparadas duas soluções, cada uma contendo 70 g de nitrato de potássio (KNO3) e 200 g de água. A primeira solução foi mantida a 70 °C e, após a evaporação de uma certa massa de água (m), houve início de precipitação do sólido. A outra solução foi resfriada a uma temperatura (t) em que se percebeu o início da precipitação do sal.

A análise do gráfico permite inferir que os valores aproximados da massa m e da temperatura t são, respectivamente,

(A) m = 50 g e t = 45 °C            

(B) m = 150 g e t = 22 °C          

(C) m = 100 g e t = 22 °C 

(D) m = 150 g e t = 35 °C 

(E) m = 100 g e t = 45 °C 

9. (CPS) Em uma das Etecs, após uma partida de basquete sob sol forte, um dos alunos passou mal e foi levado ao pronto-socorro.

O médico diagnosticou desidratação e por isso o aluno ficou em observação, recebendo soro na veia.

No dia seguinte, a professora de Química usou o fato para ensinar aos alunos a preparação do soro caseiro, que é um bom recurso para evitar a desidratação.

Soro Caseiro

Um litro de água fervida

Uma colher (de café) de sal

Uma colher (de sopa) de açúcar

Após a explicação, os alunos estudaram a solubilidade dos dois compostos em água, usados na preparação do soro, realizando dois experimentos:

I. Pesar 50 g de açúcar (sacarose) e adicionar em um béquer que continha 100 g de água sob agitação.

II. Pesar 50 g de sal (cloreto de sódio) e adicionar em um béquer que continha 100 g de água sob agitação.

Após deixar os sistemas em repouso, eles deveriam observar se houve formação de corpo de chão (depósito de substância que não se dissolveu). Em caso positivo, eles deveriam filtrar, secar, pesar o material em excesso e ilustrar o procedimento.

Um grupo elaborou os seguintes esquemas:

Analisando os esquemas elaborados, é possível afirmar que, nas condições em que foram realizados os experimentos,

(A) o sistema I é homogêneo e bifásico.  

(B) o sistema II é uma solução homogênea.  

(C) o sal é mais solúvel em água que a sacarose.  

(d) a solubilidade da sacarose em água é 50 g por 100 g de água.  

(E) a solubilidade do cloreto de sódio (NaCℓ) em água é de 36 g por 100 g de água. 

  

10. (ENEM)  Devido ao seu alto teor de sais, a água do mar é imprópria para o consumo humano e para a maioria dos usos da água doce. No entanto, para a indústria, a água do mar é de grande interesse, uma vez que os sais presentes podem servir de matérias-primas importantes para diversos processos. Nesse contexto, devido a sua simplicidade e ao seu baixo potencial de impacto ambiental, o método da precipitação fracionada tem sido utilizado para a obtenção dos sais presentes na água do mar.

Tabela 1: Solubilidade em água de alguns compostos presentes na água do mar a 25 ºC

SOLUTO	FÓRMULA	SOLUBILIDADE g/kg de H2O
Brometo de sódio	NaBr	1,20 x 103
Carbonato de cálcio	CaCO3	1,30 x 10-2
Cloreto de sódio	NaCℓ	3,60 x 102
Cloreto de magnésio	MgCℒ2	5,41 x 102
Sulfato de magnésio	MgSO4	3,60 x 102
Sulfato de cálcio	CaSO4	6,80 x 10-1

Suponha que uma indústria objetiva separar determinados sais de uma amostra de água do mar a

25 °C, por meio da precipitação fracionada. Se essa amostra contiver somente os sais destacados na tabela, a seguinte ordem de precipitação será verificada.

(A) Carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio, cloreto de magnésio e, por último, brometo de sódio. 

(B) Brometo de sódio, cloreto de magnésio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio, sulfato de cálcio e, por último, carbonato de cálcio. 

(C) Cloreto de magnésio, sulfato de magnésio e cloreto de sódio, sulfato de cálcio, carbonato de cálcio e, por último, brometo de sódio. 

(D) Brometo de sódio, carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio e, por último, cloreto de magnésio. 

(E) Cloreto de sódio, sulfato de magnésio, carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de magnésio e, por último, brometo de sódio. 

GABARITO

1.B 

 2.B 

 3.C 

 4.E 

 5.D  

6. FFVVV 

 7.D 

 8.B  

9.E 

 10.A