Exercícios de Equilíbrio Ácido-Base

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<p>1</p><p>IQA231 – QUÍMICA ANALÍTICA CLÁSSICA I</p><p>Profa. Aline Domingos</p><p>2ª LISTA DE EXERCÍCIOS</p><p>Equilíbrio ácido-base – Parte I</p><p>1. Calcule a força iônica para cada caso:</p><p>a) Solução de nitrato de sódio 0,100 M (R: 0,100 M)</p><p>b) Solução de sulfato de potássio 0,0500 M (R: 0,150 M)</p><p>c) solução de nitrato de sódio 0,100 M e sulfato de potássio 0,0500 M (R: 0,250 M)</p><p>2. Calcule a concentração de perclorato de sódio (NaClO4) necessária para ajustar a força iônica de uma solução</p><p>de sulfato de sódio 0,0500 mol L-1 para o valor de 0,250 mol L-1. (R: 0,100M)</p><p>3. O coeficiente de atividade médio do HCl em solução 0,500 M é 0,757. Calcular o pH desta solução em duas</p><p>situações: coeficiente de atividade igual a 0,757 e igual a 1,00. (R: 0,422 e 0,301)</p><p>4. Assim como qualquer constante de equilíbrio, a constante de auto ionização da água varia com a</p><p>temperatura. Sabendo que a 0°C, Kw = 1,15 x 10-15 e a 60°C, Kw = 9,60 x 10-14 calcule o pH da água nessas</p><p>temperaturas. (R: 7,47 e 6,51)</p><p>5. Calcule o pH de cada uma das soluções a seguir:</p><p>a) 0,0200 mol L-1 de HCl (R: 1,70)</p><p>b) 0,00600 mol L-1 de KOH (R: 11,8)</p><p>c) 0,500 g L-1 de HNO3 (R: 2,10)</p><p>d) 0,200 g L-1 de NaOH (R: 11,7)</p><p>e) 3,00 x 10-8 mol L-1 de KOH (R: 7,06)</p><p>f) 6,10 x 10-7 mol L-1 de HNO3 (R: 6,20)</p><p>g) 1,00 µg L-1 de HBr (R: 6,97)</p><p>h) 0,200 µg L-1 de NaOH (R: 7,01).</p><p>6. Calcule a concentração de todas as espécies no equilíbrio químico e o pH nas seguintes soluções:</p><p>a) Ácido fluorídrico 1,00 x 10-3 mol L-1 (R: pH = 3,26; [OH-] = 1,81 x 10-11; [H3O+] = 5,53 x 10-4; [F-] = 5,53</p><p>x 10-4; [HF] = 4,47 x 10-4)</p><p>b) Ácido acético 0,400 mol L-1 (R: pH = 2,58; [OH-] = 3,77 x 10-12; [H3O+] = 2,65 x 10-3; [Ac-] = 2,65 x 10-3;</p><p>[HAc] = 0,397)</p><p>2</p><p>c) Ácido cianídrico 0,100 mol L-1 (R: pH = 5,16; [OH-] = 1,44x 10-9; [H3O+] = 6,93 x 10-6; [CN-] = 6,93 x 10-</p><p>6; [HCN] = 0,0999)</p><p>7. Calcule o pH das seguintes soluções de bases fracas.</p><p>a) Trimetilamina (C3H9N) 4,00 x 10-2 mol L-1 (R: 11,2)</p><p>b) Piridina (C5H5N) 1,00 x 10-3 mol L-1 (R: 8,10)</p><p>8. Obtenha a equação geral para um ácido fraco que relaciona a concentração analítica com [H3O+].</p><p>9. A 15°C a constante de ionização do ácido fluorídrico é 7,90 x 10-4 e o produto iônico da água (Kw) é 4,51 x</p><p>10-15. Calcule o pH e a concentração de todas as espécies presentes no equilíbrio químico (inclusive a</p><p>concentração de íons hidroxila) para uma solução aquosa de ácido fluorídrico 2,00 x 10-4 mol L-1 a 15°C. (R:</p><p>pH = 3,78; [F-] = 1,65 x 10-4; [HF] = 3,50 x 10-5; [OH-] = 2,73 x 10-11).</p><p>10. Uma alíquota de 10,0 mL de ácido clorídrico concentrado foi diluída com água até um volume final de</p><p>250,0 mL. Qual será o pH dessa solução? (R: pH = 0,32)</p><p>11. Uma solução de 0,0150 mol L-1 de um ácido desconhecido HA tem pH = 2,67. Determine a constante de</p><p>equilíbrio para o HA. (R: 3,55 x 10-4)</p><p>12. Uma solução de hidroxilamina 0,0250 mol L-1 tem pH = 9,11. Qual o valor da constante de equilíbrio para</p><p>a hidroxilamina. (R: 6,66 x 10-9)</p><p>13. Para uma solução de ácido oxálico 0,100 mol L-1: calcule o pH e a concentração de todas as espécies no</p><p>equilíbrio químico. (R: pH = 1,29; [HC2O4</p><p>-] = 0,0515; [H2C2O4] = 0,0485; [C2O4</p><p>2-] = 5,4 x 10-5)</p><p>14. Para uma solução de ácido sulforoso 0,450 mol L-1: calcule o pH e a concentração de todas as espécies no</p><p>equilíbrio químico. (R: pH = 1,10; [HSO3</p><p>-] = 0,079; [SO3</p><p>2-] = 6,4 x 10-8; [H2SO3] = 0,371)</p><p>15. Considere uma solução de ácido benzóico 0,100 mol L-1 e pH 2,60. A partir destas informações calcule o</p><p>Ka do ácido benzóico. (R: 6,46 x 10-5)</p><p>16. Calcule o valor de Kb para uma base cuja solução 0,0300 mol L-1 apresente pH 10,5. (R: 3,36 x 10-6)</p><p>17. Calcule o valor de Kb para uma base cuja solução apresenta concentração 0,0300 mol L-1 e a efetividade</p><p>da hidrólise desta base seja 0,27%. (R: 2,19 x 10-7)</p><p>3</p><p>18. Encontre a fração de dissociação e o pH de uma solução 0,0100 mol L-1 de um ácido fraco (HA). Dado:</p><p>Ka = 1,00 x 10-4. (R: pH = 3,02; α = 0,0951)</p><p>19. Calcule o pH de uma solução preparada pela diluição de 3,00 mL de HCl 2,50 mol L-1 até um volume final</p><p>de 100,00 mL. (R: pH = 1,12)</p><p>20. O ácido HA tem PM = 63 g/mol e a base BOH tem PM = 35 g/mol. Sabendo-se que uma solução contendo</p><p>0,5 g de HA em 0,5 L tem pH 1,8 e que a solução de BOH contendo 0,2 g da base em 100 mL tem pH 11, diga</p><p>se o ácido HA e a base BOH são fortes ou fracos. (R: HA é forte e BOH é fraco)</p><p>21. O vinagre é uma solução aquosa de ácido acético em torno de 5% (m/m). A densidade do vinagre é 1,0072</p><p>Kg/L. Calcule o pH do vinagre. PM ácido acético = 60,05 g/mol. (R: pH = 2,42)</p><p>22. Calcule a concentração do íon hidróxido e o grau de dissociação de uma solução 2,0 mol L-1 de metilamina.</p><p>(R: [OH-] = 0,0290 mol L-1; α = 1,4%)</p><p>23. Use as atividades para calcular a concentração de íons hidrônio em uma solução de HNO2 0,120 mol L-1,</p><p>considerando que a força iônica desta solução seja 0,050 mol L-1 e Ka = 7,1 x 10-4. (R: [H3O+] = 0,0106 mol</p><p>L-1)</p><p>Dados:</p><p>Constantes de ionização de ácidos fracos a 25ºC</p><p>ácido acético = 1,75 x 10-5</p><p>ácido acetilsalicílico = 3,3 x 10-4</p><p>ácido carbônico = 4,6 x 10-7 (Ka1); 4,8 x 10-11 (Ka2)</p><p>ácido cianídrico = 4,8 x 10-10</p><p>ácido fluorídrico = 6,75 x 10-4</p><p>ácido hipocloroso = 2,95 x 10-8</p><p>ácido oxálico = 5,4 x 10-2 (Ka1); 5,4 x 10-5 (Ka2)</p><p>ácido fosfórico = 7,5 x 10-3 (Ka1); 6,2 x 10-8 (Ka2);</p><p>3,6 x 10-13 (Ka3)</p><p>ácido sulfídrico = 1,1 x 10-7 (Ka1); 1,0 x 10-14 (Ka2)</p><p>ácido sulfuroso = 1,7 x 10-2 (Ka1); 6,4 x 10-8 (Ka2)</p><p>Constantes de ionização de bases fracas a 25ºC</p><p>amônia = 1,75 x 10-5; trimetilamina = 8,1 x 10-5; metilamina = 4,2 x 10-4; piridina = 1,5 x 10-9</p>