Gabarito lista de exercício

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UFTM – Universidade Federal do Triângulo Mineiro 
ICTE – Instituto de Ciências Tecnológicas e Exatas 
 
 
 
 
Prof. Dr. Evandro Roberto Alves 1-10 
Gabarito 
Lista de exercícios - Equilíbrio Químico 
Disciplina: Química Analítica I 
Cursos: Engenharia Química e Engenharia de Alimentos 
 
Nome do aluno: ________________________________ R.A:__________ 
1) Calcule [OH-] para cada uma das seguintes soluções e indique se a solução é 
ácida, básica ou neutra: 
a) [H+] = 0,0041 mol/L; 
b) [H+]= 3,5x10-9 mol/L ; 
c) Uma solução na qual [H+] seja dez vezes maior que [OH-]. 
 
a) [OH-] = 2,44.10-12 (pH=2,4 → ácido) 
b) [OH-] = 2,86.10-6 (pH=8,45 → básico) 
c) 10-14 = 10-6 . [OH-] 
 [OH-] = 10-8 mol.L-1 
 pOH = 8 e pH = 6 (ácido) 
 
2) O pH médio do sangue arterial é 7,4. A temperatura normal do corpo (36oC), kW 
= 2,4x10-14. Calcule [H+] e [OH-] para o sangue a esta temperatura. 
 
Kw = [H+].[OH-] 
2,4x10-14 = [H+].[OH-] 
 
pH = - log[H+] 
7,4 = log 1/[H+] 
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107,4 = 1/[H+] 
[H+] = 3,98.10-8 mol.L-1 (na calculadora científica: digitar 10 ^ 7,4 e igual. Depois 
digitar novamente ^ e -1 e igual) 
 
Logo: 2,4x10-14 = [H+].[OH-], então: 2,4x10-14 = 3,98.10-8. [OH-] 
[OH-] = 6,03.10-7 mol.L-1 
e 
2,4x10-14 = [H+] . 6,03.10-7 
[H+] = 4x10-8 mol.L-1 
 
3) Calcule [OH-] e o pH para cada uma das seguintes soluções de bases fortes: 
a) 0,005 mol/L de KOH; 
b) 2,055 g de KOH em 500 mL de solução; 
c) 10,0 mL de 0,250 mol/L de Ca(OH)2 diluído para 500 mL. 
 
a) [OH-] = 5.10-3 e pH = 11,7 
b) C = 0,073mol.L-1 e [OH-] = 7,33.10-2 e pH = 12,86 
c) C1V1=C2V2 
 0,250 . 10 = C2 . 500 
 C2 = 5.10-3mol.L-1 
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH- 
[OH-] = 2 . 5.10-3 = 10-2 mol.L-1 
pH = 12 
 
4) O ácido lático (HC3H5O3) tem um hidrogênio ácido. Uma solução de 0,10 mol/L 
de ácido láctico tem pH 2,44. Calcule Ka. 
HC3H5O3 → H+ + C3H5O3
- 
 
pH = - log[H+] 
2,44 = - log[H+] 
2,44 = 1/log[H+] 
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1/[H+] = 102,44 
 [H+] = 3,63.10-3mol.L-1 
 
Ka = [H+].[C3H5O3
-]/[ HC3H5O3] 
Ka = 1,3.10-5/0,10 = 1,3.10-4 
 
5) Uma solução de um ácido fraco 0,20 mol/L de HA é 9,4% ionizada. Calcule [H+], 
[A-], [HA] e ka para o ácido fraco. 
 
HA → H+ + A- 
0,2 0 0 
0,0188 0,0188 0,0188 
0,1812 0,0188 0,0188 
 
[H+] = [A-] = 0,0188mol.L-1 
[HA] = 0,1812 mol.L-1 
Ka = 1,95.10-3 
 
6) A constante de dissociação ácida para o ácido hipocloroso (HClO) é 3x10-8. 
Calcule as concentrações de H3O+, ClO- e HClO no equilíbrio quando a 
concentração inicial de HClO for 0,0075 mol/L. 
3x10-8 = x2/0,0075 
x = 1,5.10-5 mol.L-1 
Logo: 
[H3O+] = 1,5.10-5 mol.L-1 
[ClO-] = 1,5.10-5 mol.L-1 
[HClO] = 7,5.10-3mol.L-1 
 
7) Calcule a concentração de íons OH- em uma solução de 0,0075mol/L de 
etilamina (C2H5NH2) (kb=6,4x10-4). Calcule o pH dessa solução. 
C2H5NH2 + H2O → C2H5NH3
+ + OH- 
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0,0075 - 0 0 
x - x x 
0,0075-x - x x 
 
6,4.10-4 = x2/0,0075 
x = 2,2.10-3 mol.L-1 
 
Logo: pOH = 2,66 e pH = 11,34 
8) Qual é a concentração de H+ em uma solução com: 
a) pH = 3,82 
 
 pH = - log [H+] 
3,82 = - log[H+] 
ou 
3,82 = log 1/[H+] 
1/[H+]=103,82 
1/[H+] = 6606 
[H+] = 1,51 x 10-4 mol/L 
 
b) pH = 11,11 
 [H+] = 7,76 x 10-12 mol.L-1 
 
9) Calcule o pH de uma solução preparada pela diluição de 3 mL de HCl 2,5 mol/L 
até um volume final de 100 mL com água destilada. 
 
C1V1 = C2V2 
2,5 . 3 = C2 .100 
C2 = 7,5.10-2
 mol.L-1 HCl, mas, como o HCl é um ácido forte e se dissocia 100% 
em água, podemos considerar que a [H+] será também igual à 0,075 mol/L. Então, 
[H+] = 1,12. 
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10) Qual das soluções aquosas seguintes tem o menor pH: 
a) 0,1 mol/l de HCl (ácido forte) 
b) 0,1 mol/L de ácido acético (pKa = 4,76) 
c) 0,1 mol/L de ácido fórmico (pKa = 3,75) 
 
 
a) HCl = ácido forte, ou seja, a concentração de [H+] é igual à concentração do 
ácido. Então: 
pH = - log 0,1 
pH = 1 
 
b) Ácido acético é um ácido fraco. Para calcular o pH da solução, precisamos 
utilizar a equação do Ka: 
Ka = [H+][CH3COO-]/[CH3COOH] 
Considerando que após ser atingido o equilíbrio as concentrações destas espécies 
possam ser escritas como: 
CH3COOH ↔ CH3COO- + H+ 
(0,1 mol/L –x) x x 
Como a concentração do ácido (0,1 mol/l) é muito maior do que sua dissociação, 
podemos desconsiderar a diminuição desta concentração em função de x. Ou 
seja, substituindo na equação do Ka: 
Ka = x.x/0,1 → 1,8. 10-5 = x2/0,1 → X2 = 1,8.10-5 . 0,1 → x = 0,0013 
x = [H+] = 0,0013 mol/L 
Aplicando na fórmula do pH: 
pH = - log 0,0013 
pH = - log 0,0013 → pH = 2,87 
 
c) O ácido fórmico também é um ácido fraco. Basta aplicar o mesmo raciocínio do 
exercício da letra b, utilizando o valor de Ka para o ácido fórmico. 
pH = 2,37 
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A solução de HCl 0,1 mol/L teria menor pH. 
11) Defina e dê exemplos de: 
a) ácido forte: são substâncias que se ionizam totalmente em um solvente 
(HClO4). 
b) base fraca: substâncias que se dissociam parcialmente em um solvente 
(NH4OH). 
c) ácido e base de Bronsted-Lowry: ácidos são doadores de prótons e bases 
são receptores de prótons (H2O + HNO2 ↔ H3O+ + NO2
-). 
d) autoprotólise: também chamada de autoionização, envolve a reação 
espontânea de moléculas de uma substância para formar um par de íons (H2O, 
CH3OH, NH3). 
e) soluto anfiprótico: são substâncias que sofrem autoionização ou autoprotólise, 
ou seja, substâncias que podem agir ora como ácidos, ora como bases (H2PO4
- - 
íon dihidrogenofosfato) 
f) solvente diferenciador: é aquele que discrimina a força de ácidos ou bases 
pela dissociação parcial desses compostos. Ex: ácido acético anidro (HClO4 é 
mais forte que HNO3, quando ambos são dissolvidos em ácido acético anidro) 
g) solvente nivelador: é aquele em que uma série de ácidos ou bases dissocia-
se totalmente. Ex: água (ácidos fortes como HCl e HClO4 se ionizam 
completamente) 
 
12) Identifique o par conjugado ácido-base nas equações: 
a) HOCl + H2O ↔ H3O+ + OCl- (respectivamente: ácido, base, ácido, base) 
b) HONH2 + H2O ↔ HONH3
+ + OH- (base, ácido, ácido, base) 
c) NH4
+ H2O ↔ NH3 + H3O+ (ácido, base, base, ácido) 
d) 2HCO3
- ↔ H2CO3 + CO3
2- (ácido e base – anfiprótica, ácido, base) 
e) PO4
3- + H2PO4
- ↔ 2HPO4
2- (base, ácido, ácido e base – anfiprótica) 
 
13) Escreva as expressões das constantes de equilíbrio: 
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a) dissociação básica da etilamina (C2H5NH2) 
C2H5NH2 + H2O ↔ C2H5NH3
+ + OH- 
 
 
b) dissociação ácida do cianeto de hidrogênio (HCN) 
HCN + H2O ↔ H3O+ + CN- 
 
 
c) dissociação ácida do cloreto de piridina (C5H5NHCl) 
C5H5NHCl + H2O ↔ C5H5NH+ + Cl- 
 
 
C5H5NH+ + H2O ↔ H3O+ + C5H5N 
 
 
 
d) dissociação básica do NaCN 
NaCN + H2O ↔ NaOH + HCN 
 
Na+ + CN- + H2O ↔ Na+ + OH- + HCN 
 
CN- + H2O ↔ HCN + OH- 
 
 
 
 
14) Escreva a expressão do produto de solubilidade: 
a) CuI ↔ Cu+ + I- 
 
 
b) PbClF ↔ Pb2+ + Cl- + F- 
 
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c) PbI2 ↔ Pb2+ + 2l- 
 
 
d) BiI3 ↔ Bi3+ + 3l- 
 
 
e) MgNH4PO4 ↔ Mg2+ + NH4
+ + PO4
3- 
 
 
15) Calcule o produto de solubilidade, conforme as concentrações: 
a) CuSeO3 Kps=x2 Kps=2,0.10-8 
b) Pb(IO3)2 Kps=4x3 Kps=3,2.10-13 
c) SrF2 Kps=4x3 Kps=2,54.10-9 
d) Th(OH)4 Kps=256x5 Kps=1,0.10-15 
 
16) Calcule em que concentração de CrO4
2- é necessária para iniciar a 
precipitação do Ag2CrO4 a partir de uma solução de Ag+ 3,41.10-2 mol.L-. 
Kps=1,3.10-12 
Kps=[Ag+]2[CrO4
2-]=1,12.10-9 
 
17) Os produtos de solubilidade de uma série de hidróxidos são: 
BiOOH Kps=4,0x10-10 = [BiO+][OH-] 
Be(OH)2 Kps=7,0x10-22 
Tm(OH)3 Kps=3,0x10-24 
Hf(OH)4 Kps=4,0x10-26 
Qual dos hidróxidos possui a menor solubilidade molar em H2O? Justifique 
R: Hf(OH)4, em função de ter o menor valor de Kps. 
 
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18) Calcule [OH-] e o pH para cada uma das seguintes soluções de bases fortes: 
a) 0,005 mol/L de KOH; 
b) 2,055 g de KOH em 500 mL de solução; 
c) 10,0 mL de 0,250 mol/L de Ca(OH)2 diluído para 500 mL. 
 
a) [OH-]=5.10-3 mol.L- pOH=2,3 pH=11,7 
b) concentração em mol.L- calculada: 0,073 mol.L- 
pOH=1,14 pH=12,86 
 
c) C1V1 = C2V2 
0,25.10 = M2.510 
M2 = 4,9.10-3 . 2 = 9,8.10-3 mol.L- pOH=2 pH=14 
 
19) Faça uma distinção entre: 
a) atividade e coeficiente de atividade 
Atividade: concentração efetiva de uma espécie em solução. 
Coeficiente de atividade: fator numérico de conversão de concentração molar de 
uma espécie em atividade. 
 
b) constante de equilíbrio termodinâmica e baseada em concentração 
Constante de equilíbrio termodinâmica: sistema ideal (solução ideal) em que 
cada espécie química não é afetada pela presença de outra. Essa constante é 
independente da força iônica. 
Constante de equilíbrio em termos de concentração: leva em conta a 
influência que uma espécie dissolvida tem sobre as outras. Essa constante é 
baseada na concentração molar dos participantes do equilíbrio. 
 
 
 
 
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