Lista de Exercícios 3 - Equilíbrio Ácido-Base I e _230105_204605

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Química Analítica Clássica I 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO 
INSTITUTO DE QUÍMICA – DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ANALÍTICA 
 
Disciplina: Química Analítica Clássica I (IQA231) 
Professor: Vinicius Kartnaller 
 
Lista de exercícios – Equilíbrio Ácido-Base I e II 
 
 
1) Considere as reações e a afirmativa: 
 
Sn(OH)4 (s) + 4H3O+(aq) ⇆ Sn+4(aq) + 8H2O(l) 
Sn(OH)4 (s) + 2OH-(aq) ⇆ [Sn(OH)6]2-(aq) 
 
O Sn(OH)4 (s) pode ser considerado como ___________, agindo como ácido para produção de 
___________ e agindo como base para produção de ___________. 
 
A alternativa que completa as lacunas acima (em ordem) é: 
 
(a) Anfótero e anfiprótico, [Sn(OH)6]-2, Sn+4(aq) 
(b) Anfótero e anfiprótico, Sn+4(aq), [Sn(OH)6]-2 
(c) Anfótero, [Sn(OH)6]-2, Sn+4(aq) 
(d) Anfótero, Sn+4(aq), [Sn(OH)6]-2 
Justifique. 
Resposta: O Sn(OH)4 (s) sofre reação tanto com ácido quanto com base, desta forma ele é um anfótero. 
Entretanto, essas reações não envolvem nem a doação de prótons. De fato, este composto é uma base 
de Bronsted-Lowry, mas é um ácido de Lewis. Logo, não pode ser considerado como uma espécie 
anfiprótica. Ele age como base na primeira reação, reagindo com H3O+ e gerando Sn+4 e age como 
ácido na segunda reação, reagindo com OH- e gerando [Sn(OH)6]2-. Logo a ordem das respostas são: 
anfótero, [Sn(OH)6]-2, Sn+4(aq) (letra c). 
 
2) Para representar as constantes de dissociação de ácidos e bases, a [H2O] é ignorada e embutida na 
constante de equilíbrio. Explique por que isso pode ser realizado. 
Dica: Considere que na autoprotólise da água, H3O+ e OH- podem reagir e formar novas moléculas 
de água. Essa quantidade formada seria relevante? Considere a densidade da água sendo 1,0 g/mL e 
sua massa molar de 18,0 g/mol. 
 
 
 
 
 
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3) Calcule o pH e pOH das seguintes soluções: 
 
(a) 0,100 mol L-1 de NaOH 
(b) 0,010 mol L-1 de HCl 
(c) 2,0×10-7 mol L-1 de HNO3 
 
Resposta: a) pH = 13,0; pOH = 1,00; b) pH = 2,00; pOH = 12,0; c) pH = 6,62; pOH = 7,38. 
 
 
4) O corpo humano e seu metabolismo são diretamente controlados por equilíbrios químicos, como 
o de ácido-base. O pH sanguíneo tem um valor médio 7,40 e não pode haver variações bruscas no 
seu valor, podendo levar a transtornos clínicos e até à morte celular. De acordo com o diagrama 
abaixo, a partir de quais concentrações de H3O+ deve-se ter uma preocupação relativa à morte 
celular? 
 
 
 
Resposta: Deve-se ter preocupação se a [H3O+] for maior que 1,41x10-7 M e menor que 1,12x10–8 M. 
 
5) Calcule o pH das seguintes soluções: 
 
(a) 0,050 mL de solução de HNO3 16 mol L-1 misturados a 1,0 L de água 
(b) 10,0 mL de HNO3 0,010 mol L-1 com 2,0 mL de solução e HCl 010 mol L-1 
(c) 100,0 mL de solução de HCl 0,10 mol L-1 + 100,0 mL de solução de NaOH 0,400 mol L-1 
Resposta: a) pH = 3,1; b) pH = 1,6; c) pH = 13,2. 
 
 
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6) Um reagente da química orgânica para reações de polimerização para produção de elastômeros é 
o n-butil-lítio. Esse reagente é normalmente armazenado em alcanos e isolados de umidade, pois 
ele reage violentamente com a água, produzindo hidróxido de lítio, como mostrado na equação 
abaixo. 
 
C4H9Li + H2O → C4H10 + LiOH 
 
Sabendo que o hidróxido de lítio é uma base forte, imagine que 10 mg do n-butil-lítio tenham 
entrado em contato com 1000 mL de água. Considerando que o volume do solvente não tenha 
variado por conta da reação acima, calcule o pH da solução ao final. 
 
Dados: MM(C4H9Li) = 64,06 g/mol 
 
Resposta: pH = 10,2 
 
7) O ácido acetilsalicílico (AAS) é o composto ativo do fármaco Aspirina, um dos fármacos de maior 
utilização mundial, com consumo anual de até 120 bilhões de comprimidos. É um medicamento 
utilizado para tratar a dor (analgésico), a febre (antipirético) e a inflamação (anti-inflamatório), 
devido ao seu efeito inibidor, não seletivo, da ciclo-oxigenase. Entretanto, o composto possui baixa 
solubilidade em água, chegando a 3 g/L a 25°C e a 10 g/L a 37°C. Assumindo que seu Ka (= 3,2 x 
10-4) não varia com a temperatura, calcule o pH das soluções saturadas nas duas temperaturas 
acima. 
Dados: MM(AAS) = 180,16 g/mol 
 
Resposta: A 25°C: pH = 2,63; A 37°C: pH = 2,37 
 
8) Calcule as concentrações de todas as espécies e o pH de uma solução de HF em concentração igual 
a 1,00×10-3 mol L-1. 
Dados: Ka = 6,8 x 10-4 
 
Resposta: pH = 3,26; [H+] = 5,5 x 10-4 mol L-1; [F-] = 5,5 x 10-4 mol L-1; [HF] = 4,5 x 10-4 mol L-1 
 
9) Calcular o pH e o percentagem de ionização para o ácido acético (Ka = 1,75×10-5) nas seguintes 
soluções: 
 
(a) HOAc 2,0 mol L-1 + HCl 1,0×10-2 mol L-1 
 
 
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(b) HOAc 2,0 mol L-1 + HCl 1,0×10-4 mol L-1 
 
Resposta: a) pH = 1,9; 0,14%; b) 2,2; 0,30% 
 
10) Calcular as concentrações de todas as espécies presentes numa solução de ácido ascórbico 0,20 
mol L-1. 
Dados: Ka1 = 8,0×10-5, Ka2 = 1,6×10-12 
 
Resposta: [H3O+] = [HAsc -] = 3,97×10-3 mol L-1; [H2Asc] = 0,196 mol L-1; [Asc=] = 1,6×10-12 mol L-1; 
[OH-] = 2,53×10-12 mol L-1. 
 
 
11) Calcular as frações de espécie para uma solução de H2S em: a) pH = 5,0 e b) pH = 10,0. Qual é a 
espécie predominante em cada pH? 
Dados: Ka1 = 9,6×10-8, Ka2 = 1,3×10-14 
 
Resposta: a) α0 = 0,99; α1 = 1,1×10-2; α2 = 1,1×10-11; predomina: H2S; 
b) α0 = 0,001; α1 = 0,998; α2 = 1,0×10-4; predomina: HS-. 
 
12) Calcular o pH e a concentração de todas as espécies de uma solução de H3PO4 0,10 mol L-1 em 
água. 
Dados: Ka1 = 7,5×10-3, Ka2 = 6,2×10-8, Ka3 = 1,0×10-12. 
 
 
Resposta: pH = 1,62; [H3PO4] = 0,0761 mol L-1; [H3O+] = [H2PO4-] = 0,0239 mol L-1; [HPO4=] = 6,2×10-
8 mol L-1; [PO43-] = 2,59×10-18 mol L-1; [OH-] = 4,18×10-13 mol L-1.