Respostas dos exercícios de ácidos e bases

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GABARITO – LISTA DE EXERCÍCIOS #12 CQ167 
Assunto: equilíbrio iônico 
 
 
1. Rosenberg, problema 16.28, página 225. Basta seguir o 
procedimento: como ZnCl2 é um composto iônico, ele deve se 
dissociar totalmente quando dissolvido em água. 
 
reação: Zn++(aq.) + H2O (líq.) =(ZnOH)
+ (aq.) + H+ (aq.) 
 
equilíbrio: (0,001-x) (x) (x) 
 
   
    6,0pHLmol10xOH10x10Kx0,001
xx 16
3
1229
h 
 
 
 
 
2. Rosenberg, problema 16.29, página 226. Este é um caso em que 
ambos cátion e ânion hidrolisam. Por coincidência, as 
constantes de hidrólise são iguais. Assim, as concentrações 
finais de H3O
+ e OH são iguais. E o pH da solução é 7,0. 
 
A extensão de hidrólise também é a mesma: 
 
  
 
  
 
1510
b
w
h
7
4
33 Lmol105,7x105,7
K
KK
x0,01
101,0x
NH
OHNH 




 
 
 
 
A extensão de hidrólise é 
 
 
 
  0,57%Lmol 0,01 
Lmol 105,7
 inicial NH 
ohidrolisad NH
1-
15
4
4 




 
 
Menos de 1%  ambos íons são muito fracos! 
 
3. São três as teorias. Nenhuma delas é 
errada, apenas as posteriores são mais 
completas e abrangentes (explicam um 
número maior de fenômenos). 
 
Arrhenius (1888): simplesmente definiu 
“ácido” como qualquer substância que em 
solução libera prótons, e “base” como 
qualquer substância que em solução libera 
ânions OH (hidroxila). A reação de um 
ácido é 
 HA  H+ (aq.) + A (aq.) 
 
enquanto a reação de uma base é 
 
B(OH)n  B
n+ (aq.) + n OH (aq.) 
 
Bronsted & Lowry (1923): introduziram o conceito de 
transporte de carga entre pares conjugados ácido/base. Agora 
havia um papel para o solvente (ele pode ser ácido ou base). 
 
 
 
 
 
 
 
Lewis (1923): a teoria mais geral. 
Nela, “ácido” é qualquer substância com 
afinidade por pares de elétrons, que 
são fornecidos por uma “base”. 
Usualmente o exemplo mais usado é o da 
reação 
:NH3 + BF3 = H3N-BF3 
 
onde o BF3 não tem prótons nem 
oxigênios, mas ele tem orbitais vazios 
que podem interagir com o par de 
elétrons da amônia. Assim, BF3 é dito 
ser um “ácido de Lewis” enquanto a 
amônia é uma “base de Lewis”. 
 
4. Rosenberg, problema 16.10, página 220. A reação é 
 
CH3COOH (aq.) + H2O (líq.) = CH3COO
 (aq.) + H3O
+ (aq.) 
 
Seja c0 a concentração nominal da solução. Então 
 
[ H3O
+ ] = [ CH3COO
 ] =  c0, e [ CH3COOH ] = ( 1 -  ) c0 
 
Substituindo na equação do equilíbrio, vem 
 
   
 
 
 
5
0
2
3
33
a 101,75c0,98
0,02
 COOHCH 
COOCH OH K 


  c0 = 0,044 mol.L
-1 
 
5. Rosenberg, problema 16.37, páginas 230-231. Este é 
interessante por causa da freqüência com que problemas de 
tampão aparecem no laboratório. A primeira tarefa é calcular 
a concentração de íons hidrônio desejada: 
[ H3O
+ ] = 10-pH = 10-8,5 = 3,210-9 mol.L-1 
 
A solução pode ser preparada misturando CN (base fraca) com 
HCN (um ácido fraco) nas proporções adequadas. A reação 
 
HCN = H+ + CN é associada com a constante de equilíbrio 
 
   
  HCN 
CN H Ka


, logo  
   
 
  0,194103,2
106,2
OH
K
HCN
CN
9
10
3
a 

 



 
 
 
 . 
 
Esta proporção pode ser obtida se uma parte do cianeto 
original for neutralizada com um ácido forte, por exemplo 
HCl, para formar uma quantidade equivalente de HCN. 
 
Se [ HCN ] = x, então [ CN ] = 0,0100 – x donde 
 
 
  0,0084x0,194 x 
 x0,0100 
 moles. Ou seja, para 
preparar a solução tampão dissolve-se 0,0100 mol de KCN e 
0,0084 mol de HCl em água suficiente para completar 1 L. 
 
 
Os itens (b) e (c) dizem respeito à estabilidade do pH desta 
solução. Se por acaso for adicionada uma quantidade de um 
ácido forte (ou uma base forte), qual será a alteração do pH? 
 
(b) 100 cm3 da solução tampão contem... 
(0,0084 mol.L-1) (0,100 L) = 8,410-4 mol de HCN 
(0,0016 mol.L-1) (0,100 L) = 1,610-4 mol de CN 
 
A adição de um ácido forte vai converter mais CN a HCN. 
 
 
6. O evento inicial é a dissolução do sal, que é completa: 
 
NaOCN (s) 
OH2
 Na+ (aq.) + OCN (aq.) 
 
O cátion Na+ não sofre hidrólise (pois NaOH é uma base muito 
forte), logo só precisamos nos preocupar com o ânion OCN : 
 
OCN (aq.) + H2O (líq.) = HOCN (aq.) + OH
 (aq.) 
 
   
 
 
 
11
4
14
a
w
h
0
103,0
103,3 
 10 
K
KK
 xc 
 x x 






  x2 + Kh x – c0 Kh = 0 
 
A equação de segundo grau se resolve pelo método de Báskara, 
 
 = Kh
2 + 4c0Kh  4c0Kh     111h0h 103,0 Lmol 0,4 Kc2
Kx  
 
 
X = [ OH ] = 3,4610-6  pOH = 5,46  pH = 8,54 (básico) 
 
7. Rosenberg, problema 16.19, página 223. Este é um caso no qual 
dois ácidos fracos contribuem para [ H3O
+ ]. A contabilidade 
das duas equações simultâneas é feita do modo usual, só que 
usamos variáveis diferentes para medir o avanço de cada 
reação: 
 HCOOH + H2O = H3O
+ + HCOO HOCN = H + OCN 
 
início: 0,1 0 0 0,1 0 0 
mudança: -x +x +x -y +y +y 
equilíbrio: (0,1-x) (x+y) (x) (0,1-y) (x+y) (y) 
 
Chegamos então a duas equações, uma para cada reação: 
  4101,80
x0,1
yxx 


 e   4103,3
y0,1
yxy 


 
 
Dividindo a segunda equação pela primeira (e assumindo que 
tanto x como y são muito menores que 0,1 mol.L-1 em vista de 
ambos ácidos serem fracos), temos: 
x1,83y1,83
1,80
3,3
x
y
 
 
 
Subtraindo a equação do HCOOH da equação do HOCN, vem 
 
y2 – x2 = 1,510-5  x = [HCOO] = 2,510-3 mol.L-1 
 
 y = [OCN] = 1,83 x = 4,610-3 mol.L-1. Finalmente, 
 
[ H3O
+ ] = x + y = 7,110-3 mol.L-1  pH = -log [ H3O
+ ] = 2,15 
 
8.