Equilíbrios Iônico
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Equilíbrios Iônico


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MAURÍCIO DOS SANTOS PEREIRA / LICENCIATURA EM QUÍMICA IV 
E-MAIL: icosaedro@hotmail.com 
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EXERCÍCIOS SOBRE EQUILÍBRIOS IÔNICO 
RESPOSTAS 
1. Um solução do ácido fraco HClO foi analisada, verificando-se, no equilíbrio, a 
existência das seguintes concentrações molares: 
[HClO] = 1,00 mols/L 
[H+] = 1,78 \u2219 10\u22124 mols/L 
[ClO\u2212] = 1,78 \u2219 10\u22124 mols/L 
Calcular as constantes de ionização, Ka, do HClO. 
RESPOSTA 
Comentário: 
As concentrações já nos são apresentadas no equilíbrio. Logo podemos aplicar a formula de Ka 
para a reação: HClO \u21cc H+ + ClO\u2212 
 
Ka =
[H+]× [ClO\u2212]
[HClO]
=
[1,78 \u2219 10\u22124] × [1,78 \u2219 10\u22124]
1,00
\u2245 3,17 \u2219 10\u22128 (mols/L) 
\u2234 Ka = 3,1684 \u2219 10
\u22128 (mols/L) 
2. Em solução 2,0 \u2219 10\u22122 mols/L, a 25ºC, o ácido acético se encontra 3% ionizado de acordo 
com a equação: 
H3CCOOH \u21cc H
+ +H3CCOO
\u2212 
Calcular a constante de ionização, Ka, deste ácido, naquela temperatura. 
RESPOSTA 
Comentário: 
A concentração e o grau de ionização do ácido acético nos foram dados. Logo podemos 
facilmente resolver pela seguinte formula: 
Ka =\ud835\udcc2 \u2219 \u3b1² 
Então: 
Ka = 2,0 \u2219 10
\u22122 × (3,0 \u2219 10\u22122)2 = 2,0 \u2219 10\u22122 × 9,0 \u2219 10\u22124 
\u2234 Ka = 1,8 \u2219 10
\u22125 
3. A 25ºC, um ácido HX apresenta Ka = 1,8 \u2219 10
\u22125 . Calcular a concentração molar de cada 
espécie derivada do soluto numa solução de 0,5 mols/L de HX, naquela temperatura. 
RESPOSTA 
 
HX \u21cc H+ +X\u2212 
Para Ka: 
Ka =
[H+]× [X\u2212]
[HX]
 
Logo [H+] = [X\u2212] \u2192 [H+] \u2219 [X\u2212] = [H+]2ou [H+] \u2219 [X\u2212] = [X\u2212]² 
 
Ka =
[H+]2
[HX]
\u21d2 1,8 \u2219 10\u22125 \u2219 0,5 = [H+]² 
[H+]2 = 9 \u2219 10\u22126 
[H+] = \u221a9,0 \u2219 10\u22126 = 3,0 \u2219 10\u22123mols/L 
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Então: 
 \u2234 [H+] = 3,0 \u2219 10\u22123mols/L e \u2234 [X\u2212] = 3,0 \u2219 10\u22123mols/L 
 
 
 
4. Em relação a questão anterior. Calcular o grau de ionização (em %) do ácido HX, a 25ºC. 
RESPOSTA 
 
Ka =\ud835\udcc2 \u2219 a
2 \u21d2 a = \u221a
Ka
\ud835\udcc2
= \u221a
1,8 \u2219 10\u22125
5,0 \u2219 10\u22121
= \u221a0,36 \u2219 10\u22124 = 0,6 \u2219 10\u22122 
a = 0,6 \u2219 10\u22122 
a% = 0,6 \u2219 10
\u22122 \u2219 102 = 0,6% 
 
\u2234 a% = 0,6% 
5. Um estudante preparou uma solução 0,1 mols/L de ácido acético, e , experimentalmente, 
mediu o pH desta solução, encontrando-o igual a 2,88. Calcule o Ka para o ácido acético e 
seu grau de ionização (a) em porcentagem. 
RESPOSTA 
Temos que: 
pH = \u2212log [H+] 
2,88 = \u2212log [H+] 
[H+] = 10\u22122,88 
Pela reação teremos: 
H3CCOOH \u21cc H
+ +H3CCOO
\u2212 
 
 H3CCOOH \u21cc H
+ H3CCOO
\u2212 
Início 0,1 0,0 0,0 
Reagem 0,1 \u2212 0,00132 0,00132 0,00132 
No Equilibrio 0,09868 0,00132 0,00132 
 
Ka =
[H+]× [H3CCOO
\u2212]
[H3CCOOH]
=
0,00132 × 0,00132
0,09868
= 1,76 \u2219 10\u22125mols/L 
Ka = 1,76 \u2219 10
\u22125 mols/L 
Para a%: 
a% =
0,00132
0,1
× 100 = 1,32% 
\u2234 a% = 1,32% 
6. Um estudante preparou um solução de NH3 0,010 mols/L e, pela experiência de baixo 
ponto de congelação, determinou que o NH3 sofreu ionização de 4,3%. Calcule a constante 
de ionização Kb no NH3. 
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RESPOSTA 
 
Kb =\ud835\udcc2 \u2219 \u3b1² 
Kb = 0,01 \u2219 (0,043)
2 
\u2234 Kb = 1,849 \u2219 10
\u22125mols/L 
7. Qual a concentração de OH\u2212em uma solução de HCl 0,001 mols/L? 
RESPOSTA 
HCl \u21cc H+ +Cl\u2212 
Comentário: 
O ácido clorídrico é um ácido forte e se ioniza totalmente. 
 
 
 HCl \u21cc H+ Cl\u2212 
No Equilíbrio 0,001 0,001 0,001 
 
pH = \u2212log [H+] 
pH = \u2212(log1 \u2219 10\u22123) 
pH = \u2212(\u22123) + (\u2212 log1) 
pH = 3+ 0 = 3 
pH = 3 
Temos que: 
pH+ pOH = 14 
pOH = 14\u2212 pH 
pOH = 14 \u2212 3 
pOH = 11 
Para a concentração de OH\u2212: 
[OH\u2212] = 10\u2212pOH 
\u2234 [OH\u2212] = 10\u221211 mols/L 
 
 
8. Qual o pH de uma solução de HI 0,001 mols/L? 
RESPOSTA 
Comentário: 
Mesmo caso da questão anterior: 
pH = \u2212log [H+] 
pH = \u2212 log(1 \u2219 10\u22123) 
pH = \u2212 log1 + (\u2212log 10\u22123 ) 
pH = 0+ 3 = 3 
\u2234 pH = 3 
 
9. Qual o pH de uma solução HNO3 2,0 \u2219 10
\u22123mols/L? 
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RESPOSTA 
Comentário: 
Mesmo caso da questão anterior: 
 HNO3 \u21cc H
+ NO3
\u2212 
No Equilíbrio 0,002 0,002 0,002 
 
pH = \u2212log [H+] 
pH = \u2212 log(2 \u2219 10\u22123) 
pH = \u2212log 2 \u2212 (\u2212log10\u22123) 
pH = 3 \u2219 0,3 = 3 
pH = \u22120,30 + 3 = 2,7 
\u2234 pH = 2,7 
 
10. Qual o pH de uma solução de NaOH 5,0 \u2219 10\u22124mols/L? 
RESPOSTA 
Comentário: 
Mesmo caso da questão anterior: 
 
 NaOH \u21cc Na+ HO\u2212 
No Equilíbrio 5,0 \u2219 10\u22124 5,0 \u2219 10\u22124 5,0 \u2219 10\u22124 
 
Para o pOH teremos 
pOH = \u2212log [OH\u2212] 
pOH = \u2212log(5,0 \u2219 10\u22124) = \u2212 log5 \u2212 (\u2212 log10\u22124) 
pOH = \u22120,7 + 4 = 3,3 
Para o pH: 
pOH + pH = 14 
pH = 14\u2212 pOH 
pH = 14\u2212 3,3 
\u2234 pH = 10,7 
11. Constatou-se que uma determinada amostra de suco de laranja possuía pH = 3,80. Quais 
são as concentrações molares de H+ e de OH\u2212 nesse suco? 
RESPOSTA 
Comentário: 
Admitimos um grau de ionização de 100%. 
Teremos: 
 HX \u21cc H+ X\u2212 
No Equilíbrio 
Mols/L 
10\u22123,8 10\u22123,8 10\u22123,8 
 
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Para a pOH teremos: 
pH + pOH = 14 
pOH = 14 \u2212 pH 
pOH = 14\u2212 3,8 
pOH = 10,2 
Para a concentração de OH- teremos: 
pOH = \u2212 log[OH\u2212] 
[OH\u2212] = 10\u221210,2 mols/L 
Obs.: Talvez o resultado deva está diferente quanto ao expoente, isso ocorrem 
devido ao não uso de uma tabela de logaritmos. 
12. Qual o pH de uma solução de 5,0 × 10\u22122mols/L de ácido acético, sabendo-se que 2% 
ioniza? 
RESPOSTA 
Pela reação teremos: 
 
H3CCOOH \u21cc H
+ +H3CCOO
\u2212 
 
 H3CCOOH \u21cc H
+ H3CCOO
\u2212 
Início 5,0 × 10\u22122 0,0 0,0 
Reagem 0,1 × 10\u22122 1,0 × 10\u22123 1,0 × 10\u22123 
No Equilibrio 4,9 × 10\u22122 1,0 × 10\u22123 1,0 × 10\u22123 
 
Para o pH temos: 
pH = \u2212 log[H+] 
pH = \u2212log(1,0 × 10\u22123) 
pH = \u2212 log1 + (\u2212log 10\u22123) 
pH = \u22120+ [\u22123 \u2219 (\u2212 log 10)] 
\u2234 pH = 3 
13. Qual o grau de ionização do hidróxido de amônio numa solução 0,05 mols/L, sabendo 
que o pH da mesma é 11? 
RESPOSTA 
Pelo pH descobriremos pOH: 
pH + pOH = 14 
pOH = 14 \u2212 pH 
pOH = 14 \u2212 11 
pOH = 3 
Logo teremos como concentração de [OH\u2212]: 
[OH\u2212] = 10\u2212pOH = 10\u22123 
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[OH\u2212] = 1,0 \u2219 10\u22123 mols/L 
Pelo equilíbrio teremos: 
NH4OH \u21cc NH4
+ + OH\u2212 
 
 NH4OH \u21cc NH4
+ + OH\u2212 
Início 50,0 \u2219 10\u22123 0,0 0,0 
Reagem 1,0 \u2219 10\u22123 1,0 \u2219 10\u22123 1,0 \u2219 10\u22123 
No Equilíbrio 49 \u2219 10\u22123 1,0 \u2219 10\u22123 1,0 \u2219 10\u22123 
Mols/L 49 \u2219 10\u22123 1,0 \u2219 10\u22123 1,0 \u2219 10\u22123 
 
Para \u3b1%: 
 \u3b1% =
1,0 \u2219 10\u22123
50,0 \u2219 10\u22123
×100 = 2%\u2192 \u2234 \u3b1% = 2% 
 
14. Calcular o pH de uma solução de HCl que apresenta 10,95 mg deste ácido por litro de 
solução. 
Dados: 
Massa molar: HCl = 36,5 g/mol; Log 3 = 0,48. 
RESPOSTA 
Convertendo mg para g teremos: 
10,95 mg = 0,01095 g 
Calculando a molaridade do HCl: 
\ud835\udcc2 =
mg
V \u2219 Mmolar
=
1,095 \u2219 10\u22122
1 \u2219 36,5
= 0,03 \u2219 10\u22122 = 3,0 \u2219 10\u22124mols/L 
\ud835\udcc2 = 3,0 \u2219 10\u22124mols/L 
Montando a tabela de contabilidade estequiométrica considerando um grau de ionização 
de 100%: 
 HCl \u21cc H+ Cl\u2212 
No Equilíbrio 
Mols/L 
3,0 \u2219 10\u22124 3,0 \u2219 10\u22124 3,0 \u2219 10\u22124 
 
Para o pH tem-se: 
pH = \u2212 log[H+] 
pH = \u2212log(3,0 \u2219 10\u22124) 
pH = \u2212 log3 + [\u22124 \u2219 (\u2212 log 10)] 
pH = \u22120,48 + [\u22124 \u2219 (\u22121)] 
pH = \u22120,48 + 4 
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\u2234 pH = 3,52 
15. Calcular o pH de uma solução 2,0 × 10\u22122mols/L de NH4OH, a 25ºC, sabendo-se que o 
grau de dissociação da base é 1,34%. 
Dados: log 2,68 = 0,43. 
RESPOSTA 
Pelo equilíbrio teremos: