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IC 610 – Química Analítica II - LISTA No.3 - EXERCÍCIOS (Prof. Cristina Maria Barra) – 2012-II Página 24 EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE EM SOLUÇÕES AQUOSAS SIMPLES 1) Calcular o pH nas seguintes soluções, utilizando a metodologia sistemática de cálculo: a) 0,05mL HNO3 16,0 mol/L diluído até 1,0 L com água destilada. Resposta: pH=3,10. b) LiOH 4,0x10 -8 mol/L. Resposta: pH=7,09 c) Ba(OH)2 1,4x10 -7 mol/L. Resposta: pH=7,50 d) Sr(OH)2 4,5 10 -4 mol/L. Resposta: pH=10,95 2) Calcule as concentrações de todas as espécies químicas em equilíbrio nas soluções: a) HAc 5,3x10 -3 mol/L. Resposta: [HAc]=5,0x10 -3 mol/L; [H3O + ]=[Ac - ]=2,6x10 -4 mol/L; pH=3,53; [ - OH]=3,38x10 -11 mol/L. b) HCN 0,1 mol/L. Resposta: [HCN]=0,1mol/L; [H3O + ]=[CN - ]=6,9x10 -6 mol/L; pH=5,16; [ - OH]=1,45x10 -9 mol/L. c) NaHSO4 0,1 mol/L. Resposta: [SO4 = ]=[H3O + ]=2,72x10 -2 mol/L; pH=1,56; [ - OH]=3,68x10 -13 mol/L; [HSO4 - ]= 7,28x10 -2 mol/L d) HF 1,0x10 -6 mol/L. Resposta: [HF] = 1,48x10 -9 mol/L; [H3O + ]=[F - ]=1,0x10 -6 mol/L; pH=6,0; [ - OH]=1,0x10 -8 mol/L. e) HAc 1,0x10 -6 mol/L. Resposta: [HAc]=5,2 x10 -8 mol/L; [H + ]=[Ac - ]=9,5x10 -7 mol/L; pH=6,02; [ - OH]=1,04x10 -8 mol/L. f) NH3 0,01 mol/L. Resposta: [NH3]=0,01mol/L; [ - OH]=[NH4 + ]=4,22x10 -4 mol/L; pH=10,62; [H3O + ]=2,37x10 -11 mol/L. g) KCN 0,01 mol/L. Resposta: [K + ]=0,01mol/L; [CN - ]=1,0x10 -2 mol/L; [H3O + ]= 2,2x10 -1 mol/L; pH=10,66; [HCN]=[ - OH]=4,6x10 -4 mol/L. h) Na2SO4 0,1 mol/L. Resposta: - Natureza química: Na2SO4→2Na + +SO4 2- 0,2 0,1 SO4 2- +H2O� - 0H+HSO4 - 2 H2O�H3O + + - 0H - Equações de equilíbrio: (1) 10 -14/ 10 -1,99 [SO4 2- ]=[ - 0H]x[HSO4 - ] (2)10 -14 =[H3O + ]x[ - 0H] - Condições de equilíbrio: (3) b.m.: [Na + ]=0,2 mol/L (4) b.m.: [HSO4 - ]+[ SO4 2- ]=0,1 (5) b.c.: [H3O + ]+[Na + ]=[ - 0H]+ [HSO4 - ]+2[SO4 2- ] C.P.: [H3O + ]+0,2=[ - 0H]+ [HSO4 - ]+2(0,1 - [HSO4 - ])=[ - 0H]+ [HSO4 - ]+0,1 -2[HSO4 - ] (6) C.P.: [H3O + ]+[HSO4 - ]=[ - 0H] - Desprezando a [H3O + ]∼0 da água, tem-se: (6a): [HSO4 - ]=[ - 0H] - Adicionando (4) e (6a) em (1) tem-se: (7) 9,77x10 -13 (0,1-[HSO4 - ])= [HSO4 - ] 2 [HSO4 - ] 2 +9,77x10 -13 [HSO4 - ]- 9,77x10 -14 =0 IC 610 – Química Analítica II - LISTA No.3 - EXERCÍCIOS (Prof. Cristina Maria Barra) – 2012-II Página 25 [HSO4 - ]=[ - 0H]=3,13x10 -7 mol/L (8) Em (4) tem–se: [SO4 2- ]=0,1- [HSO4 - ]≅ 0,1 mol/L (9) De (2) tem-se: 10 -14 =[H3O + ]x3,13x10 -7 [H3O + ]=3,20x10 -8 mol/L pH= 7,49 i) Na2CO3 0,05 mol/L. j) Piridina (B) 0,001 mol/L. Resposta: [B]=0,001mol/L; [H3O + ]=1,54x10 -11 mol/L; pH=8,09; [ - OH]= [BH + ]=1,22x10 -6 mol/L k) (NH4)2SO4 0,1 mol/L, dado Ka2(H2SO4)=1,02x10 -2 . Comparar o pH dessa solução com o pH de uma solução de Na2SO4 0,1 mol/L (resolvido acima) e com NH4NO3 0,2 mol/L. Resposta: Considerar que o anion sulfato e o cátion amônio se dissociam pouco nos balanços de massa e no balanço de carga; na condição protônica, não pode desconsiderar [H3O + ], já que esse sal tem pH ácido, mas se pode desprezar [ - OH]. [SO4 = ]=0,1mol/L; [NH4 + ]=0,2 mol/L; [H3O + ]=3,22x10 -6 mol/L; pH=5,49; [ - OH]=3,11x10 -9 mol/L; [HSO4 - ] = 3,16x10 -5 mol/L; [NH3]=3,48x10 -5 mol/L. O pH do nitrato de amônio é igual a 4,97. NH4NO3→NH4 + +NO3 - 0,2 0,2 NH4 + +H2O�NH3+H3O + 2 H2O�H3O + + - 0H (1) Ka[NH4 + ]=[NH3]x[H3O + ] (2) Kw=[H3O + ]x[ - OH] (3) b.m. (nitrato): 0,2=[NO3 - ] (4) b.m. (amônio): 0,2=[NH3]+[NH4 + ] (5) b.c: [H3O + ]+[NH4 + ]=[ - OH]+[NO3 - ] (6) C.P.: [H3O + ]=[ - OH]+[NH3] Considerando que nitrato não reage com a água e que amônio se dissocia pouco em (4) ([NH4 + ]~0) e em (6) considerar somente que [-OH]~0, uma vez que este sal tem pH ácido. (4a) b.m. (amônio): 0,2=[NH4 + ] (6a) C.P.: [H3O + ]=[NH3] [H3O + ]=Ka[NH4 + ]/[H3O + ] [H3O + ] 2 =5,62x10 -10 x0,2 [H3O + ]=1,06x10 -5 mol/L pH=4,97 l) 0,01 mol de ácido cloroacético - HA (Ka=1,36x10 -3 ) mais 0,1 mol de dimetilamina – B (Kb=1,18x10 -3 ) por Litro de solução. Resposta: Observar que o balanço de massa é diferente, ou seja, vai formar o sal anfótero (considerar que o sal de menor concentração molar se forma) e a solução vai ter excesso de base (desconsiderar H3O + na condição protônica). Reações: B+H2O� BH + + - 0H HA+ H2O �H3O + +A - 2 H2O�H3O + + - 0H (1) Ka[HA]=[A - ]x[H3O + ] (2) Kb[B]=[BH + ]x[ - OH] (3) Kw=[H3O + ]x[ - OH] (4) [B]+[BH + ]=0,1 (5) [HA]+[A - ]=0,01 - Desprezando [HA]~0 (formou sal na solução) tem-se: (5a) [A - ]=0,01, tem-se: b.c.: (6) [BH + ]+[H3O + ]=[A - ]+[ - OH] (6) [BH + ]+[H3O + ]=0,01+[ - OH] - Desprezando[H3O + ]~0 (solução básica por causa da base estar em excesso) tem-se (6a): (6) [BH + ]=0,01+[ - OH] - Usar a equação (2) e (4) para achar [BH + ], resolver a equação (6a): (6) KbC/(Kb+[ - OH])=0,01+[ - OH] KbC/(Kb+[ - OH])=0,01+[ - OH] 1,18x10 -3 x0,1/1,18x10 -3 +[ - OH]=0,01+[ - OH] [ - OH] 2 +1,12x10 -2 [ - OH]-1,06x10 -4 =0 [ - OH]=6,12x10 -3 mol/L Da eq. (3) [H3O + ]=1,62x10 -12 mol/L pH=11,79 IC 610 – Química Analítica II - LISTA No.3 - EXERCÍCIOS (Prof. Cristina Maria Barra) – 2012-II Página 26 [A - ]=0,01mol/L Da eq. (1):[HA]=1,19x10 -11 mol/L Da eq. (6): [BH + ]=1,61x10 -2 mol/L Da eq. (4): [B]=0,1-1,61x10 -2 =8,39x10 -2 mol/L 3) Calcular o pH de uma solução de ácido acético 1 mol/L em água (Ka o =1,78x10 -5 ). 4) Se na solução de CH3COOH 1 mol/L forem adicionados 0,1 mol/L de KNO3, calcule o pH desta solução (considerar a força iônica). 5) Deduza a expressão geral (sem aproximações) nos cálculos de equilíbrio em H3O + em soluções aquosas de sais de monoácidos fracos. 6) A equação geral para os cálculos de equilíbrio de H3O + em soluções aquosas de monoácidos pode ser estendida, por analogia, para soluções aquosas de mono-bases? E para sais de ácidos fracos? E para sais de amônio? E para poliácidos? E para hidrogenossais? E para sais de ácidos polipróticos? Nos casos afirmativos, como poderá ser expressa a equação geral em cada caso? 7) A equação geral do cálculo em soluções aquosas é normalmente aplicada com que finalidade? 8) Calcular todas as concentrações numa solução 0,05 mol/L de hidrogenoftalato de potássio. Dados: Ka1=1,123x10 -3 Ka2=3,906x10 -6 (do ácido ftálico). 9) Com base no diagrama pH versus –Log C para: (a) HF; (b) HAc; (c) HCN (ver figura 4 – aula 05), destacar as faixas de concentração em que podem ser utilizadas as fórmulas aproximadas para o cálculo de pH e que considerações são feitas em cada caso. 10) Calcule as concentrações de todas as espécies químicas em equilíbrio nas soluções abaixo, utilizando o método matemático. (a) NH4F 0,1 mol/L. Resposta: pH=6,21; [H3O + ]=6,16x10 -7 mol/L,[NH4 + ]=9,99x10 -2 mol/L, [NH3]=9,12x10 -5 mol/L, [OH - ]=1,68x10 -8 mol/L, [F - ]=9,99x10 -2 mol/L, [HF]=9,13x10 -5 mol/L. (b) NH4F 0,00001 mol/L.(Resolvido no apontamentos da aula 05). Resposta: A equação aproximada para sais não se aplica. O pH=6,90. [H3O + ]=1,27x10 -7 mol/L,[NH4 + ]=1,0x10 -5 mol/L, [NH3]=4,5x10 -8 mol/L, [OH - ]=8,0x10 -8 mol/L, [F - ]=1,0x10 -5 mol/L, [HF]=1,85x10 -9 mol/L. (c) 0,1 mol de NH4Ac e 0,01 mol de HCl em 1,0 Litro de solução. Resposta: A equação aproximada para sais não se aplica, desde que os balanços de massas e de cargas são diferentes. Levar em consideração que no balanço de massa de amônio, [NH4 + ]=C (se dissocia pouco e por isso [NH3]∼0); não se pode fazer isso no balanço de acetato, pois ao se adicionar HCl, haverá formação de ácido acético, que não se pode desprezar). [H3O + ]=1,94x10 -6 mol/L, [NH4 + ]=0,1mol/L, [NH3]=4,50x10 -8 mol/L, [OH - ]=5,15x10 -9 mol/L, [Ac - ]=0,09mol/L, [HAc]= 0,01mol/L, [Cl - ]= 0,01mol/L, pH=5,71. (d) 0,1 mol de NH4Ac e 0,01 mol de NaOH em 1,0 Litro de solução. (Resolvido no apontamentos da aula 05). Resposta: A equação aproximada para sais não se aplica, desde que os balanços de massas e de cargas são diferentes. Raciocínio inverso ao exercício acima. [H3O + ]=5,05x10 -9 mol/L,[NH4 + ]=0,09mol/L,[NH3]=0,01mol/L,[OH - ]=1,98x10 -6 mol/L,[Ac - ]=0,1mol/L,[HAc]=2,88x10 -5 mol/L, pH=5,71. (e) 0,01 mol de ácido cloro-acético (Ka=1,36x10 -3 ) e 0,1 mol de dimetilamina (Kb=1,18x10 -3 ) por Litro. Resposta: A equação aproximada para sais não se aplica, desde que os balanços de massas e de cargas são diferentes. [H3O + ]=1,64x10 -12 mol/L,[BH + ]=1,61x10 -2 mol/L,[B]=8,39x10 -2 mol/L,[OH - ]=6,1x10 -3 mol/L,[A - ] =0,01mol/L, [HAc]=1,21x10 -12 mol/L, pH=11,79. 11) A equação (8) (aula 05) é utilizada para o cálculo da [H3O + ] de sais derivados de ácido fraco e base fraca, que estabelece que “se Ka e Kb são pequenos em relação a [BH + ] e [A - ] e se a solução é suficientemente diluída a concentração de [BH + ]=[A - ]=C. Derivar esta equação 12 (equação de Clark), e sob que condições ela se reduz à fórmula simples (equação 8a – aula 05). Criticar o que foi estabelecido por Clark. IC 610 – Química Analítica II - LISTA No.3 - EXERCÍCIOS (Prof. Cristina Maria Barra) – 2012-II Página 27 Resposta: Se a [H3O + ] e [ - OH] são negligenciadas no balanço de cargas, mas não na condição protônica, se obtém a Equação de Clark. Ela é útil quando o Ka e Kb são pequenos e da mesma ordem de grandeza e C tendendo à diluição (mas não da ordem de grandeza de 10 -7 ). Ela seria mais útil se [BH + ] e [A - ] fossem aproximados para C. Esta declaração de Clark é enganadora, desde que implica que a exatidão da fórmula é melhor em soluções mais diluídas, o que não é verdade. Na realidade, a exatidão da fórmula é melhor em soluções mais concentradas, desde que na equação (6) [H3O + ]=[BH] e [ - OH]=[HA] somente são desprezíveis (~0) comparadas à [BH + ] e [A - ] quando a solução é mais concentrada. 12) Resolver a equação (1) através da equação (6) sem fazer aproximações, encontrar uma relação geral entre C e [H3O + ] para o sal de ácido fraco com base fraca. BHA�BH + +A - BH + +H2O�B+H3O + A - +H2O�HA+ - OH 2 H2O�H3O + + - OH (1) Ka[BH + ]=[B]x[H3O + ] (2) Kb[A - ]=[HA]x[ - OH] (3) Kw=[H3O + ]x[ - OH] (4) b.m.: C=[HA]+[A - ] (5) b.m.: C=[B]+[BH + ] (6) b.c: [H3O + ]+[BH + ]=[ - OH]+[A - ] (7) C.P.: [H3O + ]+ [HA]=[B]+[ - OH] - (1) e (2) em (5) e (4), respectivamente: (1) Ka[BH + ]/[H3O + ]=[B] (5) C= Ka[BH + ]/[H3O + ]+[BH + ] [BH + ]=[H3O + ]C/([H3O + ]+Ka) (2) Kb[A - ]/[ - OH]=[HA] (4) C= Kb[A - ]/[ - OH]+[A - ] [A - ]=[ - OH]C/([ - OH]+Kb) - Aplicando em (6): ba KOH COHOH KOH COHOH + += + + − − − + + + ][ ][][][ ][])[6( 3 3 3 ][][][ ][ ][ ][ 3 3 3 +− − − + + −= + − + OHOH KOH COH KOH COH ba ][][ ][ ][ ][ ][ 3 3 3 3 3 3 + + + + + + −= + − + OH OH K K OH K C OH K KOH COH w b w w a ][][][][ ][ 3 333 3 + +++ + −= + − + OH OH K OHKK CK KOH COH w bw w a ][][)][][ ][( 3 333 3 + +++ + −= + − + OH OH K OHKK K KOH OHC w bw w a Dando a equação geral para o cálculo da [H3O + ] para o sal de ácido fraco e base fraca. 13) Griffith (Trans. Faraday Soc. 17, 525 (1922) derivou a equação (8) para sais de ácidos fracos e bases fracas. Ele estabeleceu que “esta fórmula requer ligeiras modificações em soluções extremamente diluídas por causa da falha em assumir que ácido fraco e base fraca estão praticamente completamente dissociados”. Critique esta afirmação. IC 610 – Química Analítica II - LISTA No.3 - EXERCÍCIOS (Prof. Cristina Maria Barra) – 2012-II Página 28 Resposta: A derivação da equação (8) depende da consideração que [H3O + ] e [ - OH] sejam negligenciáveis em (6) e (7). (6) b.c: [H3O + ]+[BH + ]=[ - OH]+[A - ] (7) C.P.: [H3O + ]+ [HA]=[B]+[ - OH] Griffith estabelece que: (1) Ka e Kb do sal BHA são de tal ordem de grandeza que [A - ] e [BH + ] se dissociam pouco. Assim, se pode fazer a aproximação em (6) que a [B] e [HA] (produtos da dissociação de A - e BH + que são iguais a [H3O + ] e [ - OH] na equação (6). Assim obtém-se (6a) b.c.: [BH + ]= [A - ] (2) Ka e Kb do sal BHA são de tal ordem de grandeza que o que dissocia de A - e BH + são de tal ordem de grandeza que a [B] e [HA] (produtos da dissociação de A - e BH + que maiores que a [H3O + ] e [ - OH] provenientes da dissociação da água em (7). Assim se obtém (7a): C.P.: [HA]=[B] A critica é discutir o tamanho de Ka e Kb. (1a) se Ka e Kb forem grandes comparados a 10 -7 , [A - ] e [BH + ] podem ser bastante pequenos mesmo se C for bastante grande, e a aproximação feita em (6) não será válida. (2a) Se ambos, Ka e Kb forem pequenos comparados a 10 -7 , [HA] e [B] podem ser bastante pequenos mesmo se C for bastante grande, e a aproximação em (7) não poderá ser feita. Como Grifftih não distingue entre essas duas situações, então, literalmente, esta afirmativa está incorreta. IC 610 – Química Analítica II - LISTA No.3 - EXERCÍCIOS (Prof. Cristina Maria Barra) – 2012-II Página 29 Tabela 3: Constantes de dissociação de ácidos em força iônica zero. Nome do ácido Fórmula pKa1 pKa2 pKa3 pKa4 Acético CH3COOH 4,75 - - - Carbônico CO2 + H2O 6,35 10,25 - - Cianídrico HCN 9,32 - - - Cítrico C3H4(OH)(COOH)3 2,94 4,14 5,82 16,0 Cloroacético ClCH2COOH 2,87 - - - EDTA H4Y 1,99 2,67 6,16 10,26 Fluorídrico HF 3,17 - - - Fórmico HCOOH 3,75 - - - Fosfórico H3PO4 2,23 7,21 12,32 - Ftálico (C6H4)(COOH)2 2,95 5,41 - - Hipocloroso HClO 7,53 - - - Iódico HIO3 0,79 - - - Nitroso HNO2 3,29 - - - Oxálico H2C2O4 1,25 4,28 - - Pirofosfórico H4P2O7 1,52 2,36 6,60 9,25 Propanóico CH3CH2COOH 4,87 - - - Sulfídrico H2S 7,00 12,92 - - Succínico (CH2)2(COOH)2 4,19 5,48 - - Sulfúrico H2SO4 - 1,99 - - Tartárico (CHOH)2(COOH)2 3,04 4,37 - - Tiossulfúrico H2S2O3 0,60 1,72 - - Amônia (HA + ) A=NH3 9,25 - - - Anilina (HA + ) A=(C6H5)NH2 4,62 - - - Dimetilamina (HA + ) A=(CH3)2NH 11,07 - - - Etilenodiamina (H2En ++ ) En=NH2C2H2NH2 6,85 9,93 - - Glicina (H2G + , HG) HG=NH2CH2COOH2,35 9,77 - - Hidrazina (H2A ++ ) A=H2NNH2 0,27 7,94 - - Metilamina (HA + ) A=CH3NH2 12,72 - - - Referência: J. N. Butler – Ionic Equilibrium - A Mathematical Approach (Apêndice 1)
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