LISTA RESOLVIDA - Equilíbrio Ácido Base.

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Equilíbrio Ácido-base 
 
1) A concentração de íons H3O+ numa solução de HCN 1,0 mol/L é 2 x 10–5 
mol/L. Qual o valor de Ka para HCN? 
 
2) Qual o Ka para um ácido HA que está 0,5% ionizado em uma solução 1,0 
mol/L? 
 
3) Um ácido fraco HA tendo um Ka de 1 x 10–9 se ioniza em água, segundo a 
reação: 
 HA + H2O H3O+ + A- 
Quais as concentrações de todas as espécies numa solução contendo 0,1 
mol de HA por litro de solução? 
 
4) Calcule o pH das seguintes soluções de ácidos fortes: 
(a) HCl 0,1 mol/L 
(b) H2SO4 0,01 mol/L (Dados: Ka1 = ∞; Ka2 = 1,20 x 10-2) 
(c) HNO3 0,2 mol/L 
 
5) Calcule o Ka para os seguintes ácidos, sendo dados os valores de pH: 
(a) HCOOH 0,48 mol/L pH = 2,0 
(b) C5H5COOH 0,30 mol/L pH = 2,35 
 
6) São dados os valores de pKa para os ácidos abaixo. Calcule o pH na 
solução 0,1 mol/L destes ácidos: 
(a) HF pKa = 3,25 
(b) HCOOH pKa = 3,38 
 
7) Calcule o pH das seguintes soluções de eletrólitos fortes: 
(a) NaOH 0,01 mol/L 
(b) 9 x 10–3 g de Mg(OH)2 / L 
(c) 2 g HNO3 / L 
 
8) Calcule o pH das soluções cujas concentrações, em mol/L, de H3O+ são: 
(a) 1,0 x 10–5 
(b) 2,0 x 10–4 
(c) 3,5 x 10–10 
(d) 7,5 x 10–2 
(e) 4,0 x 10–14 
Quais destas soluções são ácidas e quais são básicas? 
 
9) Qual a concentração de íons hidróxido em uma solução que a 25 ºC tem 
pH de: 
(a) 3,19 
(b) 9,87 
(c) 1,00 
(d) 11,41 
 
10) Qual o volume de HCl 6,0 mol/L deve ser adicionado, para se obter um 
litro de uma solução cujo pH seja 1,5? 
 
11) A constante ácida Ka de um ácido monocarboxílico de massa molar 60 
g/mol é 4 x 10–5. Dissolvem-se 6 g desse ácido em água até completar 1 L de 
solução. Determine: 
(a) a concentração de H3O+ na solução 
(b) o pH da solução 
(c) o pH da solução se o ácido fosse totalmente ionizado 
 
12) Em uma certa solução a concentração de equilíbrio de CH3COOH é de 
0,3 mol/L e a de CH3COO– é 0,5 mol/L. Qual o pH da solução? (KaCH3COOH = 
1,795 x 10-5) 
 
13) Calcule a concentração de íons acetato em uma solução de pH 4,4 na 
qual a concentração inicial do ácido é 0,1 mol/L. 
 
14) Qual a percentagem de ionização em: 
(a) CH3COOH 0,35 mol/L 
(b) CH3COOH 0,035 mol/L 
(c) CH3COOH 0,0035 mol/L 
 
15) Suponha que 0,23 mol de um ácido monoprótico desconhecido sejam 
dissolvidos em água suficiente para preparar 2,55 L de solução. Se o pH da 
solução é 3,62, qual é a constante de ionização do ácido? 
 
16) Calcule a [H3O+], [H2PO4– ], [HPO42– ], [PO43– ] em uma solução 1,0 mol/L 
de H3PO4. (Dados: Ka1 = 7,5x10-3, Ka2 = 6,2x10-8; Ka3 = 4,8x10-13) 
 
17) Calcule a concentração de H3O+ produzida por uma solução de H2S: 
(a) na primeira ionização 
(b) na segunda ionização 
Considere [H2S]inicial = 0,1 mol/L (Dados: Ka1 = 1,1x10-7; Ka2 = 1,0x10-14) 
 
18) Pelas equações químicas mostre o íon comum numa solução que é 0,1 
mol/L em HCl e 0,2 mol/L em CH3COOH. Calcule a concentração de íons 
acetato no equilíbrio desta mistura. 
 
19) Defina: 
(a) tampão ácido 
(b) tampão básico 
 
20) Suponha que 215 mL de solução contenham 0,1 mol de CH3COOH. 
(KaCH3COOH = 1,795 x 10-5) 
(a) Qual o pH da solução? 
(b) Qual o pH depois da adição de 0,12 mol de CH3COONa? (Suponha que 
não houve variação de volume) 
(c) Qual é o pH se forem adicionados à solução (b) 0,01 mol de NaOH? 
(Suponha que não houve variação de volume). 
 
21) Qual é o pH de cada uma das seguintes soluções-tampão: 
(a) CH3COOH 0,4 mol/L e CH3COONa 0,4 mol/L 
(b) NH3 0,7 mol/L e NH4NO3 0,7 mol/L 
 
22) Sabendo que pKb para a amônia é 4,74, calcule o pH de uma solução-
tampão, preparada misturando-se volumes iguais de NH3 0,2 mol/L e NH4Cl 
0,2 mol/L. 
 
23) Quantos mols de CH3COONa deveriam ser adicionados a 275 mL de 
CH3COOH, a 0,2 mol.L-1, para preparar um tampão com pH = 4,5? (Suponha 
que não haja variação de volume nessa adição). 
 
24) Prepara-se uma solução dissolvendo-se NH3 em água. O pH da solução 
é 11,27. Quantos mols de NH3 foram dissolvidos por litro? (KbNH3=1,76 x 10-5) 
 
25) Quantos mols de cloreto de amônio deveriam ser adicionados a 25 mL de 
NH3 0,1 mol/L para baixar seu pH até 8,5? 
 
26) Quando se adicionam 0,05 mol de HCl a um litro de água, qual o pH? 
Compare este pH ao que se obtém quando se adicionam 0,05 mol de HCl a 
um litro da solução-tampão citada no problema 23. 
 
27) Quanto seria a variação do pH de 1,00 L de uma solução-tampão de 
ácido fórmico/formiato de sódio, contendo 0,45 mol de HCOOH e 0,55 mol de 
HCOONa se fossem adicionados: 
a) 0,10 mol de HCl 
b) 0,20 mol de NaOH 
 
28) Qual a razão entre as concentrações de ácido acético e do acetato de 
sódio necessária para preparar um tampão cujo pH seja 5,30? 
 
29) Quantos mols de NH4Cl deveriam ser adicionados a 275 mL de NH3, a 
0,2 mol.L-1, para preparar um tampão com pH = 9,1? (Suponha que não haja 
variação de volume nessa adição) 
 
30) Quantos mols de H3O+ podem ser adicionados a 100 mL de um tampão 
que é 0,5 mol/L em ambos, CH3COONa e CH3COOH, antes que o pH da 
solução mude de uma unidade. 
 
31) Qual deve ser a razão de NH3 para o cátion NH4+ para se ter uma 
solução-tampão com pH = 10. 
 
32) Qual deve ser a razão de NH3 para NH4+, para se ter um tampão com pH 
igual a: 
a) 8,5 
b) 9,0 
c) 9,25 
d) 9,5 
e) 10,0 
 
33) Qual o pH de uma solução-tampão de NH3 0,10 mol/L e de NH4+ 0,10 
mol/L? Qual será o pH da solução, se adicionarmos 12 mL de HCl 0,20 mol/L 
em 125 mL do tampão? 
 
34) Classifique cada uma das soluções 1 mol/L, conforme seu caráter ácido, 
básico ou neutro. Escreva uma ou mais equações justificando sua resposta: 
a) NH4Cl 
b) KCN 
c) NH4CN 
d) KCl 
 
35) Determine o pH de cada uma das seguintes soluções salinas: 
a) CH3COONa 1,0 x 10-3 mol/L 
b) NH4Cl 0,125 mol/L 
c) Na2CO3 0,10 mol/L (Ka2H2CO3 = 4,4 x 10-11) 
d) NaCN 0,10 mol/L 
 
36) O pH de uma solução 1,0 mol/L de nitrito de sódio, NaNO2, é 8,65. 
Calcule o Ka do ácido nitroso. 
 
37) Qual é o pH de uma solução 0,20 mol/L de cloreto de hidrazínio, N2H5Cl? 
(KaN2H5= 1,042 x 10-8) 
 
38) Uma base fraca B forma o sal BHCl composto dos íons BH+ e Cl-. Uma 
solução 0,15 mol/L do sal tem pH de 4,28. Qual é o valor de Kb para a base 
B? 
 
39) Calcule o pH da solução resultante da mistura de: 
a) 100 mL HCl 0,1 mol/L com 200 mL NaOH 0,05 mol/L 
b) 100 mL HCl 0,1 mol/L com 200 mL NaOH 0,1 mol/L 
c) 100 mL HCl 0,2 mol/L com 100 mL NaOH 0,1 mol/L 
d) 145 mL HCl 0,5 mol/L com 210 mL NaOH 0,3 mol/L 
 
40) Calcule o pH da solução resultante da mistura de 20 mL de ácido fórmico 
0,200 mol/L com: 
a) 80,0 mL de água destilada 
b) 20,0 mL de NaOH 0,160 mol/L 
c) 25,0 mL de NaOH 0,160 mol/L 
d) 25,0 mL de formato de sódio 0,200 mol/L 
e) 20,0 mL de HCl 0,0500 mol/L 
Respostas dos Exercícios de Equilíbrio Ácido-Base 
 
1) Ka (HCN) = 4 x 10–10 
 
2) Ka (HA) = 2,51 x 10–5 
 
3) [H3O+] = [A–] = 1 x 10–5 mol/L; [HA] ≈ 0,1 mol/L 
 
4) 
a) pH = 1 
b) pH = 1,84 
c) pH ≈ 0,7 
 
5) 
a) Ka (HCOOH) = 2,13 x 10–4 
b) Ka (C5H5COOH) = 6,76 x 10-5 
 
6) 
a) pH = 2,12 
b) pH = 2,19 
 
7) 
a) pH = 12 
b) pH = 10,5 
c) pH = 1,50 
 
8) 
a) pH = 5; solução ácida 
b) pH = 3,70; solução ácida 
c) pH = 9,46; solução básica 
d) pH = 1,12; solução ácida 
e) pH = 13,40; solução básica 
(Lembrando que a 25 oC: pH = 7, solução neutra; pH < 7, solução ácida e pH 
> 7 solução básica) 
 
9) 
a) [OH–] = 1,55 x 10–11 mol/L 
b) [OH–] = 7,41 x 10–5 mol/L 
c) [OH–] = 1,00 x 10–13 mol/L 
d) [OH–] = 2,57 x 10–3 mol/L 
 
10) 5,27 mL 
 
11) 
a) [H3O+] = 2x10–3 mol/L 
b) pH = 2,7 
c) pH = 1 
 
12) pH = 4,97 
 
13) [CH3COO–] = 4,51 x 10–2 mol/L 
 
14) 
a) 0,71 % 
b) 2,26 % 
c) 6,9 % 
 
15) Ka (HA) = 6,42 x 10–7 
 
16) [H3PO4] = 9,2 x 10–1 mol/L; [H2PO4–] = [H3O+] = 8,3 x 10–2 mol/L; [HPO42–] 
= 6,2 x 10–8 mol/L; [PO43–] = 3,6 x 10–19 mol/L 
 
17) 
a) [H3O+] = 1,05 x 10–4 mol/L 
b) [H3O+] = 1,05x 10–4 mol/L 
 
18) [CH3COO-] = 3,59 x 10–5 mol/L 
 
20) 
a) pH = 2,5 
b) pH = 4,82 
c) pH = 4,90 
 
21) 
a) pH = 4,74 
b) pH = 9,26 
 
22) pH = 9,26 
 
23) n = 0,031 mol 
 
24) 0,20 mol de NH3/L de solução 
 
25) 0,014 mol de NH4Cl 
 
26) 
HCl + H2O : pH = 1,30; ∆pH = 5,7 
HCl + solução tampão: pH = 4,13; ∆pH = 0,37 
 
27) 
a) ∆pH = 0,18 
b) ∆pH = 0,39 
 
28) [CH3COOH] / [CH3COO-] = 0,28 
 
29) 0,079 mol 
 
30) 0,041 mol 
 
31) [NH3] / [NH4+] = 5,62 
32) 
a) [NH3] / [NH4+] = 0,18 
b) [NH3] / [NH4+] = 0,56 
c) [NH3] / [NH4+] = 1,0 
d) [NH3] / [NH4+] = 1,8 
e) [NH3] / [NH4+] = 5,6 
 
33) pH = 9,08 (∆pH = 0,16) 
 
34) 
a) solução ácida 
b) solução básica 
c) solução básica 
d) solução neutra 
 
35) 
a) pH = 7,9 
b) pH = 5,1 
c) pH = 9,7 
d) pH = 10,8 
 
36) KaHNO2 = 5,01 x 10-4 
 
37) pH = 4,34 
 
38) KbB = 5,4 x 10-7 
 
39) 
a) pH neutro 
b) pH = 12,5 
c) pH = 1,3 
d) pH = 1,6 
 
40) 
a) pH = 2,59 
b) pH = 4,35 
c) pH = 8,35 
d) pH = 3,85 
e) pH = 1,59