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UNIDADE FORTALEZA - CURSO DE Farmácia - Química Analítica 
Prof.: Edângelo Macedo 
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Exercício Química Analítica 
Conteúdo: 
Princípios de Reatividade: Química dos ácidos e bases, Reações entre ácidos e bases, Reações 
de precipitação 
01) Escreva a fórmula e dê o nome da base conjugada de cada ácido seguinte: 
a) HCN b) HSO4- c) HF d) HNO3 e) HCO3- 
02) A solução de K2CO3 em água é alcalina. Escreva a equação que mostra como o íon 
carbonato é responsável por este efeito. 
03) Diversos ácidos aparecem a seguir, com as equações de ionização e respectivas constantes 
de equilíbrio. 
HF(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + F-(aq) Ka = 7,2 x 10-4 
NH4+(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + NH3(aq) Ka = 5,6 x 10-10 
CH3CO2H(aq) + H2O(l) ↔ H3o+(aq) + CH3CO2-(aq) Ka = 1,8 x 10-5 
a) Qual o ácido mais forte? Qual o mais fraco? 
b) Qual a base conjugada do ácido HF? 
c) Que ácido tem a Bse conjugada mais fraca? 
d) Que ácido tem a base conjugada mais forte? 
04) Um certo vinho de mesa tem pH 3,40. Qual a concentração do íon hidrônio no vinho? A 
bebida é ácida ou alcalina? (R: [H+] = 4,0 x 10-4 mol/L) 
05) Qual o pH de solução de HNO3 0,0013 mol/L? Qual a concentração de íon hidróxido na 
solução? (R: pH = 2,89; [OH-] = 7,7 x 10-12 mol/L) 
06 ) Qual o pH da solução de Ca(OH)2 0,0015 mol/L? (R: pH = 11,48) 
07) Complete a tabela abaixo. Em cada caso diga se a solução é ácida ou alcalina. 
 pH [H3O+] [OH-] 
a) 1,00 
b) 10,50 
c) 1,3x10-5 
d) 2,3x10-4 
 
R: a) 1,00; 0,10; 1,0 x 10-13; ácido. b) 10,50; 3,2 x 10-11; 3,2 x 10-10; alcalino. c) 4,89; 1,3 x 10-5; 
7,7 x 10-10; ácido. d) 10,36; 4,3 x 10-11; 2,3 x 10-4; alcalino. 
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08) O pH da solução de cianato de hidrogênio, HOCN, 0,015 mol/L é 2,67. 
a) Qual a concentração do íon hidrônio na solução? (R: 2,1 x 10-3 mol/L;) 
b) Qual a constante de ionização Ka do ácido? (R: Ka= 3,6 x 10-4) 
09) A constante de ionização de um ácido muito fraco, HA, é 4,0 x 10-9. Calcule as 
concentrações de H+, A- e HA numa solução 0,040 mol/L no ácido. (R: [H+] = [A-] = 1,3 x 10-5 
mol/L; [HA] = 0,040 mol/L). 
10) Numa solução de HCN 0,025 M, quais as concentrações de H+, CN- e HCN? Qual o pH da 
solução? (R: [H+] = [CN-] = 3,2 x 10-6 mol/L; [HCN] = 0,025 mol/L; pH = 5,5) 
11) O ácido benzoico, C6H5CO2H tem Ka igual a 6,3 x 10-5, enquanto o ácido ácido 4-
clorobenzóico (ClC6H4CO2H), tem a constante 1,0 x 10-4. 
a) Qual dos dois é ácido mais forte? (R: o ácido 4-clorobenzóico é o mais forte) 
b) Dadas duas soluções 0,010 mol/L de cada ácido monoprótico, qual terá pH mais elevado? 
(R: O ácido benzoico, o mais fraco, tem o maior pH) 
12) Uma base hipotética, MOH, tem Kb = 5,0 x 10-4. Calcule as concentrações de equilíbrio da 
MOH, do M+ e da OH-, numa solução de MOH 0,15 mol/L. (R:[OH-] = [M+] = 8,4 x 10-3; [MOH] = 
0,14 mol/L) 
13) Calcule a concentração de íon hidrônio e o pH numa solução de cloreto de amônio, NH4Cl 
0,20 mol/L. Kb = 1,8 x 10-5. (R: 1,1 x 10-5 mol/L; pH = 4,98). 
14) O cianeto de sódio é sal do ácido fraco HCN. Calcule as concentrações de H+, OH-, HCN e 
Na+ numa solução preparada pela dissolução de 10,8 g de NaCN em 500 mL de água pura, a 
25⁰C. Ka = 4,0 x 10-10. (R: [OH-] = [HCN] = 3,3 x 10-3 mol/L; [Na+] = 0,441 mol/L; [H+] = 3,0 x 10-12 
mol/L; pH = 11,52). 
15) O que é o efeito do íon comum? Dê um exemplo de um sal que pode diminuir a ionização 
de HNO2 em solução. 
16) Calcule o pH e a concentração de íon propionato, [C3H5O2-], de uma solução de 0,060 mol/L 
de propionato de potássio (KC3H5O2) e 0,085 mol/L de ácido propiônico (HC3H5O2). Ka = 1,3 x 
10-5. (R: [H+] = 1,8 x 10–5mol/L, pH = 4,73, [C3H5O2–] = 6,0 x 10–2 mol/L). 
17) Calcule o pH das seguintes soluções: 
a) 0,160 mol/L de formato de sódio (NaCHO2) e 0,260 mol/L de ácido fórmico (HCHO2); Ka = 1,8 
x 10-4. (R: pH = 3,53) 
b) 0,210 mol/L de piridina (C5H5N) e 0,350 mol/L de nitrato de piridínio (C5H5NHCl). Kb = 1,7 x 
10-9. (R: pH = 5,01). 
18) Explique por que uma mistura de HC2H3O2 e NaC2H3O2 pode agir como tampão enquanto 
uma mistura de HCl e NaCl não. 
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19) Uma solução-tampão contém 0,10 mol de ácido acético e 0,13 mol de acetato de sódio em 
1,00L de solução.(a) Qual é o pH desse tampão? (R: pH = 4,86) (b) Qual é o pH do tampão após 
a adição de 0,02 mol de KOH? (R: pH = 5,0) (c) Qual é o pH do tampão depois da adição de 0,02 
mol de HNO3? Ka = 1,8 x 10-5. (R: pH = 4,71). 
20) Qual o pH de solução-tampão preparada pela solubilização de 2,2 g de cloreto de amônio, 
NH4Cl, em 250 mL de NH3 0,12 mol/L? O pH do tampão é mais alto ou mais baixo do que o pH 
da solução inicial de amônia? (R: pH = 9,11. O pH do tampão é mais baixo do que o da solução 
inicial de NH3). 
21) Quando se junta 1,55 g de brometo de tálio (I) a 1,00 L de água, há solubilização de 
pequena massa do sal. 
TlBr(s) ↔ Tl+(aq) + Br-(aq) 
Os íons tálio(I) e brometo, em equilíbrio com TlBr(s), têm cada qual a conentração 1,8 x 10-3 
mol/L. Qual o valor de Kps do TlBr? (R: Kps = 3,2 x 10-6). 
22) O hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, dissolve-se em água na razão de 0,93g/L. Qual o Kps do 
Ca(OH)2? (R: Kps = 7,9 x 10-6) 
23) Colocam-se a 25 ⁰C, em 1,0 L de água pura, 1,234 g de Ca(OH)2 sólido. O pH da solução, 
depois do equilíbrio é 12,40. Estime o Kps do Ca(OH)2. (R: Kps = 7,9 x 10-6) 
24) Estime a solubilidade do cianeto de prata em (a) mol por litro (R: 1,1 x 10-8 mol/L) e (b) 
gramas por litro de água pura, a 25 ⁰C. 1,8 x 10-10. (R: 1,5 x 10 -6 g/L) 
25) O Kps do sulfato de rádio, RaSO4, é 4,2 x 10-11. Se forem colocados 25 mg de sulfato de rádio 
em 100 mL de água, quantos miligramas do sal serão solubilizados? (R: 0,21 mg de RaSO4) 
26) Se a concentração do Mg2+ na água do mar for 1350 mg/L, qual a concentração de OH- que 
provocará a precipitação do Mg(OH)2? (Kps = 1,5 x 10-11) (R: 1,6 x 10-5 mol/L) 
27) Na mistura de 50 mL de BaCl2 0,0012 mol/L com 25 mL de H2SO4 1,0 x 10-6 mol/L, haverá 
precipitação de BaSO4? A equação do processo é BaSO4(s) ↔ Ba2+(aq) + SO43-(aq) (Kps = 1,1 x 10-
10) (R: Q = 2,7 x 10-10 > Kps, e então haverá formação de precipitado). 
 
 
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Referências: 
Kotz & Treichel, Química e reações químicas, volume II, 3ª edição, editora LTC, Rio de Janeiro 
1998. 
Brown, LeMay e Bursten, Química a Ciência central, 9ª edição, editora Pearson Prentice Hall, 
São Paulo 2005.