Exercicios de Solução tampão e Complexação

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TERCEIRA LISTA DE EXERCÍCIOS 
 
Soluções Tampão 
 
1. O que é necessário para se ter uma solução tampão? 
2. Deduza a expressão pH = pKa + log (Cb/Ca). 
3. Quais as condições necessárias para garantir um tampão eficiente? 
4. Um pesquisador precisava determinar o pKa de um ácido que não estava 
tabelado. Assim, ele executou algumas medidas e determinou como 4,80 o pH de uma 
solução 0,010 mol/L do ácido livre e 0,087 mol/L do sal de sódio deste ácido. Qual o 
valor do pKa encontrado pelo pesquisador? (3,86) 
5. Os tampões são de extrema importância em todos os organismos vivos. O pH do 
plasma sanguíneo é mantido em valores admiravelmente constantes próximos a 7,40 
por um sistema tampão de bicarbonato. Se os mecanismos regulatórios falharem, 
como no caso de diabete severo não controlado, por causa da acidose causada pela 
superprodução de ácidos metabólicos, o pH do sangue pode cair a 6,8 ou abaixo e 
levar a lesões irreparáveis e a morte. Qual a relação ideal de concentração das 
espécies do bicarbonato para manter o pH em 7,40? Dado: Ka1 = 4,3 x 10
-7. (10,72) 
6. Uma descrição simples de pK de um ácido é a que ele representa o pH onde o 
ácido está ionizado pela metade, isto é, o pH onde o ácido existe como uma mistura 
1:1 do ácido e de sua base conjugada. Demonstre que esta relação é correta a partir 
da expressão da constante de equilíbrio. 
7. O eletrodo de vidro utilizado em pHmetros (instrumento utilizado para medir o pH) 
comerciais fornece uma resposta elétrica proporcional à concentração do íon hidrônio. 
Para converter estas respostas corretamente em pH, os eletrodos precisam ser 
calibrados em soluções padrões de concentração de H3O
+ conhecidas. Determine a 
massa em gramas do fosfato diácido de sódio (NaH2PO4.2H2O, MM. 138,01 g/mol) e 
do fosfato de sódio (Na2HPO4.2H2O, MM. 141,98 g/mol) necessária para preparar 1 L 
de tampão em pH 7,00, cuja concentração de fosfato total seja 0,100 mol/L. o pKa do 
fosfato diácido é 6,86 a 25°C. (5,80 e 8,23 g) 
8. Um sujeito quer preparar um tampão de pH = 4,27. Qual o ácido, da lista abaixo, 
que deve ser utilizado para preparar o tampão onde a relação das concentrações do 
ácido e da base é 0,3? 
 
Ácido Ka 
Fórmico (HCOOH) 1,78 x 10
-4
 
Acético (CH3COOH) 1,75 x 10
-5
 
Lático (CH3CHOHCOOH) 1,35 x 10
-4
 
 
Equilíbrio de Complexação 
Tabela 1. Valores de log Log αY(H) em função do pH (f° = 1/αY(H)) 
pH Log αY(H) 
0 21,4 
1 17,4 
2 13,7 
3 10,8 
4 8,6 
5 6,6 
6 4,8 
7 3,4 
8 2,3 
9 1,28 
10 0,46 
11 0,07 
 
9. Calcule a constante condicional de formação do complexo Ag-EDTA numa 
solução contendo [NH3] = 0,01 mol/L e em pH 10. (Kf
’
 = 3,9 x 10
3
) 
Dados: KAg-Y = 2,00 x 10
7 Ag-NH3 → log β1 = 3,32; log β2 = 7,24 
 
10. Calcule a constante condicional de formação do complexo Ni-EDTA numa solução 
de pH 11, contendo 0,50 mol/L de amônia livre. (Kf
’
 = 4,62 x 10
11
) 
Dados: log KNi-Y = 18,62 
 Ni-OH → log β1 = 4,97; log β2 = 8,55; log β3 = 11,33 
 Ni-NH3 → log β1 = 2,67; log β2 = 4,79; log β3 = 6,40; log β4 = 7,47; log β5 = 8,10, 
log β6 = 8,01 
 
11. Qual a concentração de equilíbrio de Cu2+ numa solução 7,50 x 10-3 mol/L em 
CuY2- a pH 9? ([Cu2+] = 2,07 x 10-12 mol/L) 
Dados: KCu-Y = 6,3 x 10
18 
 Cu-OH → log β1 = 7,0; log β2 = 13,7; log β3 = 17,0; log β4 = 18,5 
12. Em uma solução contendo 1,25 x 10-2 mol/L do complexo CuY2- a pH = 6, a 
concentração de Cu2+ é 8,44 x 10-9 mol/L. Qual o valor do αM neste pH? (αM=1,76) 
Dados: KCu-Y = 6,3 x 10
18 
13. Calcule a concentração de equilíbrio de Ni2+ numa solução com concentração de 
NiY2- de 0,0150 mol/L a pH 3. ([Ni2+] = 1,51 x 10-5 mol/L) 
Dados: KNi-Y = 4,17 x 10
18 
 Ni-OH → log β1 = 4,97; log β2 = 8,55; log β3 = 11,33 
 
14. Calcule a constante condicional de formação do complexo Zn-EDTA numa 
solução tamponada em pH 11 e contendo 0,01 mol/L de amônia livre. (Kf
’
 = 1,26 x 10
11
) 
Dados: log KZn-Y = 16,5 
 Zn-NH3 → log β1 = 2,18; log β2 = 4,43; log β3 = 6,74; log β4 = 8,70 
 Zn-OH → log β1 = 4,40; log β2 = 11,30; log β3 = 13,14; log β4 = 14,66 
 
15. Calcule a concentração de Ni2+: 
a) Numa mistura de 200,00 mL de solução 0,200 mol/L de NiCl2 com 200,00 mL 
de solução 0,200 mol/L de EDTA em pH 8. ([Ni2+] = 2,09 x 109 mol/L) 
b) Na mistura anterior contendo 0,100 mol/L de amônia livre, tamponada em pH 
10. ([Ni2+] = 3,04 x 1012 mol/L) 
Dados: KNi-Y = 4,17 x 10
18 
 Ni-OH → log β1 = 4,97; log β2 = 8,55; log β3 = 11,33 
 Ni-NH3 → log β1 = 2,67; log β2 = 4,79; log β3 = 6,40; log β4 = 7,47; log β5 = 8,10, 
log β6 = 8,01 
 
Equilíbrio de Oxirredução 
Valores de constantes disponíveis no apêndice do Skoog ou nos slides de aula. 
 
16. (18.1 Skoog) Descreva ou defina resumidamente: 
a. oxidação. 
b. Agente oxidante e agente redutor. 
c. ponte salina. 
d. equação de Nernst. 
 
17. (18-3. Skoog) Apresente uma distinção clara entre: 
a) redução e agente redutor. 
b) uma célula galvânica e uma célula eletrolítica. 
c) o ânodo e o cátodo em uma célula eletroquímica. 
 
18. (18.9 Skoog) Escreva as equações líquidas balanceadas para as seguintes 
reações. Acrescente H+ e/ou H2O necessários para obter o balanceamento. Ainda, 
Identifique o agente oxidante e o agente redutor do lado esquerdo da equação para 
cada semi-reação 
a) MnO4
- + VO2+ → Mn2+ + V(OH)4
+ 
b) I2 + H2S(g) → I
- + S (s) 
c) Cr2O7
2- + U4+ → Cr3+ + UO2
2+ 
d) Cl- + MnO2(s) → Cl2(g) + Mn
2+ 
e) IO3
- + I- → I2 (aq) 
 
19. Descreva a reação (se reagir), o oxidante, o redutor e as espécies presentes no 
frasco após misturarmos, nas condições padrão: 
a) Cl2 e Br
- 
b) Br2 e Cl
- 
c) Ag+ e Fe2+ 
d) Ag+ e Fe3+ 
e) Cu2+ e Cd2+ 
f) Zno e I- 
 
20. Calcule o potencial do eletrodo de platina mergulhado na solução resultante da 
mistura de 50 mL da solução A e 100 mL da solução B: 
a) A= Fe2+ 0,05 mol L-1 e B = Fe3+ 0,1 mol L-1 
b) A= Fe2+ 0,05 mol L-1 e B = Ce4+ 0,1 mol L-1 
c) A= Fe3+ 0,1 mol L-1 e B = Cu+ 0,25 mol L-1 
 
21. (*18-18. Skoog) Se as seguintes meias-células forem o eletrodo do lado direito de 
uma célula galvânica, com o eletrodo padrão de hidrogênio à esquerda, calcule o 
potencial da célula. Se a célula fosse colocada em curto circuito, indique se os 
eletrodos mostrados se comportariam como ânodo ou cátodo. 
a) Ni│Ni2+ (0,0943 mol L-1). 
b) Ag│AgI(saturado), KI(0,0922 mol L-1). 
c) Pt,O2 (780 torr), HCl(1,50x10
-4 mol L-1). 
d) Pt│Sn2+ (0,0944 mol mol L-1), Sn4+ (0,350 mol mol L-1) 
 
22. (18-20. Skoog) A constante do produto de solubilidade para o Ag2SO3 é 1,5x10
-14. 
Calcule E0 para o processo: Ag2SO3(s) + 2e
- → 2Ag + SO3
2- 
 
23. O que a condição de equilíbrio em uma reação de oxidação-redução apresenta 
como característica específica? 
 
24. Calcule os potenciais das seguintes células. Indique se a reação se processará 
espontaneamente ou se uma fonte de voltagem externa é necessária para forçar a 
reação a ocorrer. 
a) Pb│Pb2+ (0,1393 mol L-1) ║ Cd2+ (0,0511 mol L-1)│Cd 
b) Zn│Zn2+ (0,0364 mol L-1) ║Tl3+ (9,06x10-3 mol L-1) , Tl+ (0,0620 mol L-
1)│Pt 
c) Pt, H2(765 torr), HCl(1,00x10
-4 mol L-1)║Ni2+ (0,0214 mol L-1)│Ni 
d) Pb│PbI2(sat), I
- (0,0120 mol L-1) ║ Hg2+ (4,59x10-3 mol L-1)│Hg 
e) Pt,H2(1,00 atm), NH3(0,438 mol L
-1), NH4
+ (0,379 mol L-1)║EPHf) Pt│TiO2+ (0,0790 mol L-1), Ti3+(0,00918 mol L-1), H+ (1,47x10-2 mol L-
1)║VO2+ (0,1340 mol L-1), V3+ (0,0784 mol L-1), H+ (0,0538 mol L-1)│Pt 
g) Ag│Ag+ (1,00 mol L-1) ║ Fe2+ (0,1000 mol L-1), Fe3+ (0,1000 mol L-1)│Pt 
h) Ag│Ag+ (0,100 mol L-1) ║ Fe2+ (0,1000 mol L-1), Fe3+ (0,1000 mol L-1)│Pt 
i) Ag│Ag+ (0,100 mol L-1) ║ Fe2+ (1,00 mol L-1), Fe3+ (0,1000 mol L-1)│Pt 
 
25. Calcule a constante de equilíbrio para as reações do exercício anterior, letras (a), 
(b), (f) e (g). Considere a reação como apresentada. 
 
26. Calcule a constante de equilíbrio de cada uma das reações seguintes: 
a) Cu(s) + 2 Ag
+ ⇌ Cu2+ + 2 Ag(s) (K = 4,06 x 10
15
) 
b) 2 Fe3+ + 3 I- ⇌ 2 Fe2+ + I3
- (K = 8,69 x 107) 
c) 2 MnO4
- + 3 Mn2+ + 2H2O ⇌ 5 MnO2 + 4 H
+ (K = 7,50 x 1046) 
d) 2 MnO4
- + 5 HNO2 + H
+ ⇌ 2 Mn2+ + 5 NO3
- + 4 H2O (K = 1,92 x 10
96
)