Lista 4 - Detonada

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QUESTÃO 1 
Para efeito de reação, o primeiro passo é calcular a concentração das espécies. 
Desprezando a variação de volume, a concentração de ácido acético imediatamente 
após a adição de NaOH permanece a mesma 0,100 mol.L -1. 
A concentração de NaOH é expressa fazendo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Então, segue a reação entre ácido e base na qual se observa excesso de HAc. 
HAc + NaOH ⇌ NaAc + H2O 
 HAc NaOH NaAc H2O 
Início 0,1 0,02 0 -- 
Reação -0,02 -0,02 +0,02 +0,02 
Final 0,08 0 0,02 -- 
 
Na tabela, vemos que após a reação ainda sobram 0,08 mol.L -1 de ácido acético na 
solução. Esse ácido se ioniza afetando o pH. 
HAc ⇌ H+ + Ac- 
 
HAc H+ Ac- 
Início 0,08 0 0,02 
Reação - + + 
Final 0,08 - 0,02 + 
 
Substituindo os valores acima na expressão da constante Ka, temos: 
 
 
 
 
Com Ka = 1,75 x 10
-5, 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aplicando a expressão do logaritmo, 
 
 
 
QUESTÃO 2 
Começamos calculando as novas concentrações das espécies imediatamente após a 
mistura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Agora, a reação propriamente dita. As concentrações acima apontam o NH3 como a 
espécie em excesso. 
HCl + NH3 ⇌ NH4Cl 
 
HCl NH3 NH4Cl 
Início 0 
Reação 
Final 0 
 
A amônia remanescente devida ao excesso se dissocia gerando OH- e afetando o pH. 
NH3 + H2O ⇌ NH4
+ + OH- 
 NH3 H2O NH4
+ OH- 
Início -- 0 
Reação - - + + 
Final -- 
 
Atribuindo os resultados à expressão de Kb, ficamos com 
 
 
 
 
Tomando Kb = 1,81 x 10
-5 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Se = [OH-], aplicamos a expressão do logaritmo para encontrar pOH: 
 
 
Se a 25oC, Kw = 1,0 x 10
-14, então pH = 14 – pOH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 3 
A) Sem que seja necessário fazer contas, salta aos olhos que nesse caso não há excesso 
de base ou ácido. Nesse caso o pH sofrerá efeito da hidrólise. 
Vamos aos cálculos das concentrações imediatamente após a mistura: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nesse ponto, a reação se dá inicialmente pelo consumo total das duas espécies. 
HAc + NaOH ⇌ NaAc + H2O 
 HAc NaOH NaAc H2O 
Início -- 
Reação 
Final 0 0 -- 
 
O passo seguinte consiste na hidrólise do ânion acetato formado. Por ser proveniente 
de um ácido fraco, o Ac - tem uma tendência relativa a ficar em sua forma não ionizada 
(HAc). Assim, ele é protonado pela água segundo a reação: 
Ac- + H2O ⇌ HAc + OH
- 
 Ac- H2O HAc OH
- 
Início -- 0 0(*) 
Reação 
Final -- 
 
Naturalmente, a reação acima obedece a uma constante de equilíbrio (chamada 
constante de hidrólise Kh). Podemos expressar essa constante com os valores de 
equilíbrio da tabela: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como essa constante não nos é tabelada, devemos descobri-la através de cálculos e 
relações. (o valor nunca é fornecido na prova, tem que ser calculado). Sabemos que as 
reações envolvidas na hidrólise são: 
 
 ⇌ 
 
 
 
 
 ⇌ 
 
 
 
Observe que podemos inverter a reação (b) se invertermos sua respectiva constante 
de equilíbrio (Ka). 
 
 ⇌ 
 
 
 ⇌ 
 
 
Veja o que acontece quando somamos (a) e (c) 
 ⇌ 
 
 ⇌ 
 
 ⇌ 
 
 
 
 
Note que (d) é exatamente a reação de hidrólise que ocorreu com acetato e cuja 
constante de equilíbrio queríamos encontrar, ou seja, Keq = Kh. Assim, para qualquer 
hidrólise é válido que: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Atribuindo Keq = Kh, Ka = 1,75 x 10
-5 e Kw = 1,0 x 10
-14 teremos: 
 
 
 
 
Pelo resultado da tabela anterior, 
 
 
 
 
Com , temos 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pela tabela de hidrólise, notamos que [OH-] = 
 
B) Nesse caso o excesso de base é visível logo de início. Esperamos [OH-] > 10-7 
 
Vamos aos cálculos das concentrações imediatamente após a mistura: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aqui, a base consome todo ácido. O efeito no pH será sentido pelo excesso de OH- 
HAc + NaOH ⇌ NaAc + H2O 
 HAc NaOH NaAc H2O 
Início -- 
Reação 
Final 0 -- 
 
A concentração de hidroxila [OH-] é determinada pela tabela 
[OH-] = mol.L-1 = 0,00909 mol.L-1 = 9,1 x 10-3 mol.L-1 
 
*Veja que no item A, na etapa da hidrólise, em que consideramos [OH-] = 
0, fazemos uma aproximação cômoda, mas incorreta. Note que, pela auto-
protólise da água, 
H2O ⇌ H
+ + OH- com Kw = 10
-14 
É justo que consideremos, na verdade, [OH-] = 10-7 mol.L-1. Por convenção, 
nessa disciplina [OH-] e [H+] serão considerados desprezíveis, mas é uma 
aproximação incorreta e forçada. 
 
 
 
QUESTÃO 4 
Para determinar a variação de pH, o primeiro passo é calcular a o pH inicial. 
No tampão, a ionização do ácido acético é desfavorecida pelo efeito íon comum. 
NaAc ⇌ + Na+ + Ac- 
HAc ⇌ H+ + Ac- 
 
HAc H+ Ac- 
Início 0,225 0 0,225 
Reação - + + 
Final 0,225 - 0,225 + 
 
Com Ka = 1,75 x 10
-5, é válido: 
 
 
 
 
 
 
Com Ka pequeno e com o efeito do íon comum inibindo a ionização do ácido, podemos 
dizer que é desprezível em relação a 0,225. 
Logo, 0,225 = 0,225 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aplicando o princípio de pH 
 
A adição de volume implicará em uma diluição em relação à quantidade de ácido 
acético, acetato e ácido clorídrico. Calculamos as novas concentrações imediatamente 
após a mistura:Para determinar a concentração das espécies após o equilíbrio, usaremos um artifício 
conveniente: faremos primeiramente uma reação de consumo do H+ livre por parte do 
acetato, só então seguiremos à reação de equilíbrio. 
 1º Passo: Reação de consumo (consideramos reação total do agente limitante nessa 
etapa) 
H+ + Ac- ⇌ HAc 
 
 
 
2º Passo: Reação de equilíbrio. O ácido acético formado deve se ionizar sob influência 
do efeito íon comum (HAc/Ac-) 
HAc ⇌ H+ + Ac- 
 
HAc H+ Ac- 
Início 0,212 0 0,19 
Reação - + + 
Final 0,212 – 0,19 + 
 
Substituindo tudo na expressão de Ka, ficamos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Finalmente 
Aplicando a expressão de log, 
 
Variação de para . 
 
 
H+ Ac- HAc 
Início 0,201 0,011 0,201 
Reação -0,011 -0,011 +0,011 
Final 0,19 0 0,212 
 
QUESTÃO 5 
A princípio, o pH é função da dissociação da amônia desfavorecida pela presença do 
cloreto de amônio. 
NH3 + H2O ⇌ NH4
+ + OH- 
 NH3 H2O NH4
+ OH- 
Início 0 
Reação 
Final 
 
Substituímos os valores da tabela na expressão de Kb e temos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aplicando a função logarítmica, 
 
A 25oC, quando Kw = 1,0 x 10
-14 é válido que 
pH + pOH = 14 
pH = 14 – pOH = 14 – 4,78 = 9,22 
Esse é o pH referente à solução tampão. Após a adição do ácido, há diluição das 
espécies. Fazemos os cálculos das novas concentrações imediatamente após a mistura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Vamos usar a seguir o mesmo artifício citado na questão anterior. 
 
 
1º Passo: Reação de consumo. 
Aqui o ácido adicionado é consumido pela base, considerando reação total. 
NH3 + H
+ ⇌ NH4
+ 
 
NH3 H
+ NH4
+ 
Início 0,150 0,011 0,163 
Reação -0,011 -0,011 +0,011 
Final 0,139 0 0,174 
 
2º Passo: Reação de equilíbrio. A amônia remanescente se dissocia sob influência do 
amônio presente, que age desfavorecendo a dissociação. 
NH3 + H2O ⇌ NH4
+ + OH- 
 NH3 H2O NH4
+ OH- 
Início 0,139 0,174 0 
Reação 
Final 
 
Substituímos os valores da tabela na expressão de Kb e temos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aplicando a função logarítmica, 
 
A 25oC, quando Kw = 1,0 x 10
-14 é válido que 
pH + pOH = 14 
pH = 14 – pOH = 14 – = 9,16 
Variação de para . 
 
 
 
 
QUESTÃO 6 
Note que o pH inicial da solução tampão de NH3 0,169 mol.L
-1 com NH4Cl 0,183 mol.L
-1 
já foi calculado na questão anterior e vale 9,22. 
Partimos então direto para o cálculo de concentração pós mistura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Agora a reação de consumo... 
NH4
+ + OH- ⇌ NH3 + H2O 
 NH4
+ OH- NH3 H2O 
Início 
Reação 
Final 
 
Finalmente vamos à reação de equilíbrio: 
NH3 + H2O ⇌ NH4
+ + OH- 
 NH3 H2O NH4
+ OH- 
Início 0 
Reação 
Final 
 
Substituímos os valores da tabela na expressão de Kb e temos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aplicando a função logarítmica, 
 
A 25oC, quando Kw = 1,0 x 10
-14 é válido que 
pH + pOH = 14 
pH = 14 – pOH = 14 – = 9,27 
Variação do pH de 9,22 para 9,27 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 7 
A reação de ionização do ácido benzóico: 
C6H5(O)OH ⇌ C6H5(O)O
- + H+ 
Dessa reação, montaríamos a tabela abaixo, como de costume. 
 
C6H5(O)OH C6H5(O)O
- H+ 
Início A B C 
Reação -x +x +x 
Final A – x B + x C + x 
 
Como se trata da ionização do ácido, o equilíbrio deve respeitar a express ão de Ka. 
Assim sendo, 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Vamos preencher essa tabela juntos para ver aonde conseguimos chegar. 
i. A concentração inicial de H+ é zero. Assim, 
 
 
 
O pH final que queremos alcançar é 4,30. 
Como pH = -log[H+], então [H+] = 10-pH = 10-4,3 = 5,01187 x 10-5 mol.L-5 
Pela tabela, 
 
ii. A concentração inicial de ácido benzóico é 0,04 mol.L -1 
 
Portanto, 
Agora, juntando i e ii, e atribuindo os valores encontrados à expressão do Ka: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Observando a tabela, vamos que B consiste na concentração inicial de benzoato. 
Portanto, pra atingir esse pH devemos preparar um tampão cuja concentração de 
benzoato seja: 
[C6H5(O)O
-] = B = 
Assim, 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 8 
Questãozinha escrota essa. 
A) A princípio, o equilíbrio do sistema pode se deslocar em vários sentidos. 
 
H3PO4 ⇌ H2PO4
- + H+ ⇌ HPO4
2- + 2H+ ⇌ PO4
3- + 3H+ 
 
Veja bem, para decidir o sentido no qual vai ocorrer reação, observamos as constantes 
de equilíbrio Ka. 
Por exemplo, nesse caso queremos saber se o NaH2PO4 se dissociará, ou se haverá 
protonação e formação de ácido fosfórico. Observe que para NaH2PO4 se dissociar em 
HPO4
2- a reação é equilibrada por Ka2. Por outro lado, a reação no sentido do H3PO4 é 
função inversa de Ka1, ou seja, a constante de hidrolise Kh. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Assim, fica fácil enxergar que a reação de dissociação é muito mais favorecida do que a 
reação de protonação por hidrólise. 
Desse conceito, podemos tirar uma regra geral 
Qualquer solução na qual que houver sistema tampão, a reação de 
hidrólise é desfavorecida diante às demais reações de equilíbrio. Em outras 
palavras, ONDE HOUVER TAMPÃO, NÃO HÁ HIDRÓLISE. 
Se não quiser deixar a Anna Cristina bem zangada, preste atenção nisso! 
O mesmo vai ocorrercom o Na2HPO4. Entretanto, além do baixo valor de seu Kh, ele 
também apresentará uma baixa constante de dissociação (Ka = Ka3 do H3PO4) 
Deduzido o comportamento do sistema, vamos aos cálculos... 
H2PO4
- ⇌ HPO4
2- + H+ 
 
H2PO4
-
 HPO4
2- H+ 
Início 0,18 0,12 0 
Reação -x +x +x 
Final 0,18 – x 0,12 + x X 
 
Prononação / Hidrólise 
Dissociação 
 
Sabemos que H2PO4
- e HPO4
2- se relacionam por Ka2, então atribuiremos os valores da 
tabela na expressão: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pela tabela vemos que 
Aplicando a função logarítmica, 
 
 
B) Sempre a mesma história: primeiro passo é calcular as novas concentrações das 
espécies imediatamente após a mistura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Agora, partimos pra reação de consumo do ácido forte, como fixamos ser um artifício 
conveniente nas questões anteriores. 
HPO4
2- + H+ ⇌ H2PO4
- 
 
HPO4
2-
 H
+ H2PO4
- 
Início 
Reação 
Final 
 
Em seguida, o H2PO4
- se dissocia sofrendo influência do efeito do íon comum, 
desfavorecendo a reação. 
 
 
H2PO4
- ⇌ HPO4
2- + H+ 
 
H2PO4
-
 HPO4
2- H+ 
Início 
Reação 
Final Y 
 
Sabemos que H2PO4
- e HPO4
2- se relacionam por Ka2, então atribuiremos os valores da 
tabela na expressão: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pela tabela vemos que 
Aplicando a função logarítmica, 
 
Variação de 7,0 para 6,6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 9 
Provavelmente você não conhece a formula do cloreto de piridônio. E daí?! Na tabela 
de constante de dissociação de bases, você encontra o Kb da piridina. Piridônio é o 
ácido conjugado dela. 
C2H5NH2 (piridina) » C2H5NH3
+ (íon piridônio) » C2H5NH3Cl (cloreto de piridônio) 
Se você entendeu a explicação acima, ótimo. Se não, deixa pra lá porque dá pra 
resolver a questão mesmo assim. A seguir, vamos resolver duas vezes essa questão: 
pra quem entendeu isso e pra quem não entendeu. 
RESOLUÇÃO 1: PRA QUEM ENTENDEU A EXPLICAÇÃO ACIMA. 
Ao dissolver o sal em água, ocorrerá hidrólise do íon proveniente de eletrólito fraco. 
Em outras palavras, note que a dissociação do sal ocorre assim: 
C2H5NH3Cl ⇌ C2H5NH3
+ + Cl- 
As espécies formadas são cloreto e piridônio. Cloreto é proveniente do ácido clorídrico 
(eletrólito forte) e, portanto, não sofrerá hidrólise. Piridônio provém da piridina (base 
fraca) e deve se hidrolisar. 
C2H5NH3
+ + H2O ⇌ C2H5NH2 + H3O
+ 
Com uma concentração de 0,25 mol.L-1, fazemos a tabela reação/equilíbrio. 
C2H5NH3
+ + H2O ⇌ C2H5NH2 + H3O
+ 
 C2H5NH3
+ H2O C2H5NH2 H3O
+ 
Inicial 0,25 -- 0 0 
Reação - - + + 
Final 0,25- -- 
 
Atribuindo os valores da tabela à expressão de Kh (deduzida analogamente pra 
hidrolise de ânions na questão 3-A), temos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Logo, 
 
 
 
 
 
Pela tabela vemos que [H3O
+] = , então 
 
 
Aplicando a função logarítmica, 
 
 
 
RESOLUÇÃO 2: PRA QUEM NÃO ENTENDEU A EXPLICAÇÃO. 
Pra aqueles com dificuldades mentais pra entender, vamos com uma abordagem mais 
macetiada. 
Quando for perguntado pH de solução contando sal, correrá sempre a mesma coisa. 
Sempre há um, e somente um, íon proveniente de eletrólito fraco. 
Em outras palavras 
NUNCA SOFREM HIDRÓLISE: 
ÂNIONS: Cl-, Br-, I-, NO3
- e SO4
2- 
CÁTIONS: Alcalinos, alcalino-terrosos. 
Resumindo, observe o sal e se identificar um desses íons, faça a hidrólise no outro. Por 
exemplo, cloreto de piridônio! Você não precisa saber que diabos é o piridônio, mas 
com certeza conhece o íon cloreto. Como Cl - não hidrolisa, a reação vai se dá no íon 
piridônio. 
Não é necessário conhecer a fórmula do sal para resolver a questão. Pra calcular o pH, 
basta decorar: 
Quando o CÁTION sofre hidrolise: 
 
 
 
 
 
 
Quando o ÂNION sofre hidrolise: 
 
 
 
 
 
 
Usando esse método diretamente (essas fórmulas são facilmente entendidas e 
demonstradas pra quem compreendeu os passos da resolução 1), vamos resolver essa 
questão. 
 
1º passo. Cloreto de piridônio deve sofrer hidrolise no cátion, já que o ânion cloreto 
está naquela lista de espécies que não hidrolisam. 
2º passo. Identificado o tipo de hidrolise, usamos a fórmula correspondente. 
 
 
 
 
3º passo. Atribuímos os valores e determinamos o pH. Concentração do sal é 0,25M. O 
Kb relacionado é o da piridina (se não sabia disso, usa o bom senso e se guia pelo 
nome. Piridina está pra piridônio, assim como amônia está pra amônio). 
 
 
 
 
 
 
Método 2 só é eficaz quando não houver efeito íon comum por 
desconsiderar ação tamponante. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 10 
Por ser análoga à questão anterior, porém com hidrólise nesse caso ocorrendo com o 
ânion (benzoato), usaremos diretamente a fórmula. 
Pelo método 2 da questão 9, fazemos: 
 
 
 
 
Com [Benzoato] = 0,05 mol.L-1 e Ka = 6,3 x 10
-5 (ácido benzóico) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 11 
A questão 11 é, na verdade, uma questão normal de hidrólise. Já fizemos em exercícios 
anteriores. 
Pela fórmula que deduzimos no exercício 9, temos 
 
 
 
 
Observe que, a hidrólise do íon carbonato se dá em função de Ka2, ou seja, ela na 
verdade corresponde à reação inversa da segunda ionização do ácido carbônico. 
 
 
 
 
 
Para descobrir a percentagem de hidrólise vemos que 
 
 
 
 
 
 
Pela reação, 
CO3
2- + H2O ⇌ HCO3
- + OH- 
 
 
 
Então, 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Se pH = 11,6 então pOH = 2,4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 12 
Novamente, vamos à fórmula deduzida em 9 para hidrólise de cátions. 
 
 
 
 
 
A SEGUIR NÃO VAMOS FAZER CÁLGULO ALGUM! VAMOSSÓ MEXER NESSA FÓRUMA 
ALGEBRICAMENTE PARA COLOCARMOS A CONCENTRAÇÃO DO SAL EM FUNÇÃO DO KB 
E DO pH. 
Queremos determinar a concentração do sal. 
Se A = B, então 10A = 10B. Logo, é válido que: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pela definição de logaritmo, 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Substituindo na relação, 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Agora sim, basta substituir Kb e pH na relação acima e teremos a concentração do sal. 
 
 
 
 
 
 
Devemos, então, preparar uma solução de amônio Assim fica fácil 
determinar a massa de NH4Cl que deve ser usada: