7a. LISTA QG Equilibrio acido base

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7ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Equilíbrio ácido-base 
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1a Questão 
 
A tabela abaixo apresenta os valores das constantes de basicidade, Kb, a 25 °C, para 
diferentes espécies em solução aquosa. 
 
Espécies Kb 
CH3COO
- 5,60 x 10-10 
CN- 2,50 x 10-5 
CO3
2- 2,10 x 10-4 
 
Suponha que todas as reações ocorrem a 25 °C e responda o que se pede. 
a) Coloque as espécies acima em ordem CRESCENTE de basicidade, justificando sua 
resposta. 
b) Considere que 2,00 mol de CH3COO
- 
 foram adicionados em água formando 5,00 L de 
solução. Calcule o pH da solução após o estabelecimento do equilíbrio representado na 
equação 1. 
 
CH3COO
-(aq) + H2O(l) CH3COOH(aq) + OH
-(aq) eq. 1 
 
c) Calcule as concentrações de cada espécie no equilíbrio representado na equação 2, 
sabendo que as concentrações iniciais de CO3
2-, HCO3
- e OH- são, respectivamente, 0,200 
mol L-1, 0,100 mol L-1 e 0,100 mol L-1, e que a quantidade que reage é 0,093 mol L-1. 
 
CO3
2-(aq) + H2O(l) HCO3
-(aq) + OH-(aq) eq. 2 
 
d) Explique, de acordo com o principio de Le Chatelier, o efeito da adição d e ácido 
clorídrico, HCl, um ácido forte, ao equilíbrio representado na equação 3. 
 
CN-(aq) + H2O(l) HCN(aq) + OH
-(aq) eq. 3 
 
Gabarito: 
a) Ordem crescente de basicidade: CH3COO
- < CN- < CO3
2- 
b) pH = 9,17 
c) [CO3
2-] = 0,293 mol L-1; [HCO3
-] = [OH-] = 0,007 mol L-1 
d) HCl, ácido forte se dissocia totalmente gerando H+ e Cl-. H+ reage com OH- deslocando 
o equilíbrio para direita. 
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2a Questão 
 
As vinícolas adicionam ácido tartárico, C4H6O6 (representado aqui como H2Tar), aos 
vinhos para a obtenção de cor viva e sabor agradável. O ácido tartárico se ioniza em duas 
etapas. Considere apenas a 1ª etapa, que se encontra representada abaixo: 
 
H2Tar(aq) H
+(aq) + HTar -(aq) pKa1 = 3,036 (25 ºC) 
 
a) Um técnico preparou uma solução aquosa 6,75 x 10-6 g mL-1 de ácido tartárico. Calcule 
o pH da solução, no equilíbrio. 
b) O técnico adicionou 1,00 x 10-4 mol de HCl a 1,00 L da solução do item “a”. Calcule o pH 
da solução após o equilíbrio ser restabelecido, sabendo que a concentração final de H2Tar 
é 3,00 x 10-6 mol L-1. Considere que não há variação de volume. 
c) Explique o que ocorre com o grau de ionização do H2Tar, quando: 
 - adiciona-se ácido forte; 
- adiciona-se base forte; 
- aumenta-se a pressão sobre o sistema reacional. 
 
Dados: 
M(H2Tar) = 150,0 g mol
-1 
 
Gabarito: 
a) pH = 4,37 
b) pH = 3,848 
c) O que acontece com o grau de ionização: 
-Quando se adiciona ácido forte ao H2Tar, o grau de ionização diminui, porque, pelo efeito 
do íon comum, aumenta a concentração de H+ e, para restabelecer o equilíbrio, a reação 
se processa no sentido dos reagentes, ou seja, no sentido da produção da forma 
molecular do ácido tartárico, H2Tar. 
-Quando é adicionada base forte, o grau de ionização aumenta, porque o OH- da base 
forte retira H+ do equilíbrio e, consequentemente, para repor estes íons, o H2Tar se 
dissocia mais. A reação se desloca no sentido dos produtos (direto), aumentando a 
concentração das formas ionizadas. 
-Quando é aumentada a pressão sobre o sistema reacional, não há variação no grau de 
ionização. A pressão só tem influencia quando reagentes ou produtos são gases e, neste 
caso, reagentes e produtos encontram-se em solução aquosa. 
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3a Questão 
 
Considere as substâncias da tabela abaixo e os respectivos valores de suas constantes de 
ionização, Kb, a 25 
oC: 
 
Substância Fórmula Kb 
Anilina C6H5NH2 4,40 x 10
-10 
Morfina C17H19NO3 Y 
Metilamina CH3NH2 4,40 x 10
-4 
Estricnina C21H22N2O2 1,00 x 10
-6 
 
a) Calcule o grau de ionização da metilamina preparada pela adição de 0,200 mol desta 
sustância em água, formando uma solução de volume final de 2,00 L, sabendo que o pH 
da solução resultante, no equilíbrio, é 11,8. O equilíbrio de ionização da metilamina é 
representado na equação abaixo. 
 
CH3NH2(aq) + H2O(l) CH3NH3
+(aq) + OH-(aq) 
 
b) Após a adição de hidróxido de sódio, NaOH, uma base forte, ao sistema em equilíbrio 
mencionado no item a, explique o que ocorre com o valor de Kb e com a concentração da 
espécie CH3NH2 quando o equilíbrio for restabelecido. 
c) Considere um volume de 1,00 L de uma solução aquosa contendo 0,300 mol de 
morfina. Calcule o Kb da reação de ionização da morfina, representada abaixo, sabendo 
que, no equilíbrio, restam 85,0 % da morfina na forma não ionizada. 
 
C17H19NO3(aq) + H2O(l) C17H20NO3
+(aq) + OH-(aq) 
 
d) Dentre as substâncias anilina, morfina e estricnina, explique qual é a base mais fraca. 
 
Gabarito: 
a) 6 % 
b) O Kb não se altera com a variação das concentrações de regentes ou produtos, uma 
vez que estas variam proporcionalmente e no equilíbrio a razão permanece constante. 
- Após a adição de NaOH (íons OH-, íon comum) são inseridos no sistema, deslocando o 
equilíbrio para o lado esquerdo, ou seja, para a formação de reagente, CH3NH2. Assim, a 
concentração de CH3NH2 aumenta. 
c) Kb = 7,94 x 10
-3 ou 7,9 x 10-3 (depende do cálculo). 
d) A mais fraca é a que possui o menor Kb, pois se ionizará menos, ou seja, é a anilina. 
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4a Questão 
 
O ácido sulfídrico, H2S, é um ácido fraco, formado segundo a equação abaixo: 
 
 2H+(aq) + S2-(aq) H2S(aq)
 
 
a) A tabela representa as duas etapas de dissociação do ácido sulfídrico em água, a 25 
oC. Complete os valores faltantes, mostrando os cálculos correspondentes. 
 
Equação Reação Ka pKa 
1 H2S(aq) H
+(aq) + HS- (aq) 1,0 x 10-7 
2 HS-(aq) H+ (aq) + S2-(aq) 12,9 
 
b) A liberação do íon H+ será mais fácil na equação 1 ou na equação 2? Justifique. 
c) Comparando os equilíbrios 1 e 2, diga qual é a base conjugada mais forte, HS- ou S2-. 
Justifique. 
d) Calcule o pH de uma solução preparada pela adição de 6,80 g de H2S em 2,00 L de 
água. Considere, para fins de cálculo, apenas a equação 1. 
 
Dados: 
M(H2S) = 34,00 g mol
-1 
 
Gabarito: 
a) Eq. 1: pKa = 7,00; Eq. 2: Ka = 1 x 10-13 
b) Será mais fácil liberar o íon H+ da equação 1, porque tem maior Ka e com isso há mais 
quantidade produtos do que reagentes no equilíbrio da equação 1, em relação ao 
equilíbrio da equação 2. Além disso, é mais difícil retirar H+ na segunda equação, pois o 
HS- já tem uma carga negativa. 
c) É o íon S2-. Quanto mais fraco for o ácido (no caso é o HS-, do equilíbrio 2, o ácido mais 
fraco), mais forte será sua base conjugada correspondente. Entre a base conjugada do 
equilíbrio 1(HS-) e a base conjugada do equilíbrio 2(S2-), o S2- tem duas cargas negativas 
e por isso tem maior avidez pelo íon H+. 
d) 4,00 
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5a Questão 
 
1) O ácido acrílico, CH2CHCOOH, é usado na indústria de polímeros para a produção de 
acrilatos. Sua ionização é representada pela equação 1: 
 
CH2CHCOOH(aq) + H2O(l) CH2CHCOO
-(aq) + H3O
+(aq) Ka = 5,6 x 10
-5 a 25 oC (eq. 1) 
 
a) O CH2CHCOOH é considerado um ácido forte ou fraco? Justifique. Qual é a sua base 
conjugada? 
b) Calcule o pH de uma solução 0,11 mol L-1 deste ácido. 
c) Considere a reação representada na equação 2, entre o ácido acrílico e o hidróxido de 
sódio, NaOH, uma base forte: 
 
CH2CHCOOH(aq) + NaOH(aq)  CH2CHCOONa(aq) + H2O(l) (eq. 2) 
 
Calcule o pH da solução aquosa resultante da reação de 100 g de ácido acrílico com 100 
g de NaOH, emum volume final de 2,00 L de solução. Desconsidere a reação do 
CH2CHCOONa com a água. 
 
Dados: 
M(CH2CHCOOH ) = 72,0 g mol
-1 
M(NaOH) = 40,0 g mol
-1 
 
Gabarito: 
a) Fraco. Não se ioniza totalmente. Forma uma base conjugada, CH2CHCOO
-, forte. 
b) 2,60 
c) 13,74 
 
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6a Questão 
 
Uma amostra de aspirina contendo 2,00 g de ácido acetilsalicílico, HC9H7O4, um ácido 
fraco que tem um hidrogênio ionizável, é dissolvida com água até 100 mL ionizando-se 
segundo a reação abaixo. O pH dessa solução resultante é igual a 2,20. 
 
HC9H7O4(aq) + H2O(l) C9H7O4
- (aq) + H3O
+(aq) 
 
a) Determine a constante de ionização deste ácido fraco. 
b) Avalie o que ocorre quando 0,0100 mol de HCl (ácido forte) é adicionado à solução em 
equilíbrio, mostrando em que sentido a reação se desloca para restabelecer o equilíbrio e 
calcule o pH da solução resultante. 
 
Dados: 
M(HC9H7O4) = 180 g mol
-1 
 
Gabarito: 
a) 3,8 x 10-4 
b) 0,998 
 
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7a. Questão 
 
Veronal (verH, ácido dietilbarbitúrico) é o nome comercial do primeiro sedativo e sonífero 
do grupo dos barbitúricos. Em solução aquosa esse ácido sofre ionização segundo a 
equação abaixo: 
 
N
N
O
H
O
H
O
CH
3
CH
3
+ OH 2
N
-
N
O
O
H
O
CH
3
CH
3
+ H 3O
+(a q ) ( l) (a q ) (a q )
 
 (verH) (ver-) 
 
a) Calcule o Ka para o ácido e o pH para uma solução preparada pela dissolução de 0,020 
mol de veronal em 1,0 L de água, a 25 oC. O grau de ionização do veronal nessa solução 
foi de 0,14 %. 
b) Explique o que irá ocorrer ao equilíbrio descrito no item ‘a’ quando 1,00 x 10 -4 mol de 
ácido clorídrico, HCl, um ácido forte, forem adicionados à solução. Calcule o pH da 
solução resultante após o equilíbrio ser restabelecido. Considere que não há variação de 
volume. 
c) Calcule Kb para a base conjugada do veronal, a 25 
oC. 
d) Segundo o conceito de Bronsted-Lowry, a água é uma substância que pode comportar-
se como um ácido ou como uma base. Identifique, na representação do equilíbrio acima, 
se a água se comporta como ácido ou como base e justifique sua resposta. 
 
Dados: 
Kw = 1,0 x 10-14, a 25 ºC 
 
Gabarito: 
a) Ka = 3,9 x 10
-8 e pH = 4,55 
b) O equilibrio se deslocaria para o lado esquerdo da equação (formação de reagente) 
pois o HCl se ioniza completamente fornecendo ions H3O
+, íon comum ao equilibrio. 
pH = 3,97 
c) 2,6 x 10-7 
d) Segundo o conceito de Bronsted-Lowry ácido é uma substância que, em solução 
aquosa, doa íons H+ e a base é uma substância que recebe íons H+. No equilíbrio descrito, 
a água esta recebendo H+ do veronal, portanto, comporta-se como base. 
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8a. Questão 
 
A efedrina, C10H15ON, pode ser encontrada em vários medicamentos que agem contra os 
sintomas da gripe. No entanto, quando associada à cafeína e a outras drogas, ela atua 
como estimulante do sistema nervoso central. Esse composto é uma base fraca que, em 
solução aquosa, ioniza-se segundo a equação abaixo: 
 
C10H15ON(aq) + H2O(l) C10H15ONH
+(aq) + OH-(aq) 
 
a) Uma solução de efedrina foi preparada pela adição de 0,035 mol em 1,000 L de água. 
Calcule as concentrações de C10H15ON, C10H15ONH
+ e OH-, em mol L-1, no equilíbrio, 
sabendo que o pH da solução é 11,33. 
b) Calcule o valor de Kb da efedrina. 
c) Após a reação acima ter atingido o equilíbrio, nas condições descritas no item a, 0,025 
mol de hidróxido de sódio, NaOH, uma base forte, foi introduzido no recipiente da reação. 
Considerando que a adição de NaOH não altera o volume final da solução, calcule as 
concentrações de C10H15ON, C10H15ONH
+ e OH-, em mol L-1, quando o equilíbrio for 
restabelecido. 
d) Explique o efeito da adição do NaOH na ionização da efedrina usando o Principio de Le 
Chatêlier e diga se é esperado um aumento ou uma diminuição do pH da solução. 
 
Gabarito: 
a)[OH-] = 0,0021 mol L-1;[C10H15ONH
+] = [OH-] = 0,0021 mol L-1; [C10H15ON] = 0,033 mol L
-1 
b) 1,4 x 10-4 
c) [OH-] = 0,025 mol L-1 ; [C10H15ONH
+] = 0,000 mol L-1; [C10H15ON] = 0,035 mol L
-1 
d) Com a adição de NaOH, o equilíbrio irá deslocar-se para o lado dos reagentes. 
Portanto, a quantidade de efedrina ionizada será menor. A adição de NaOH levará a um 
aumento do pH da solução, uma vez que trata-se de uma base forte. 
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9a Questão 
 
O ácido ascórbico, C6H8O6, também conhecido como vitamina C, e o ácido cítrico C6H8O7, 
são comumente utilizados na indústria como conservantes e acidulantes. Nesta questão 
considere apenas a primeira ionização de cada um deles, conforme representado abaixo: 
 
Eq.1 C6H8O6(aq) + H2O(l) C6H7O6
-(aq) + H3O
+(aq) Ka1 = 7,9 x 10
-5 
Eq. 2 C6H8O7(aq) + H2O(l) C6H7O7
-(aq) + H3O
+(aq) Ka1 = 7,1 x 10
-4 
 
a) Diga quais são os dois pares conjugados da equação 1, segundo Bronsted-Lowry, 
indicando os ácidos e as bases. 
b) Uma bebida de soja contém 30 mg de C6H8O6, com grau de ionização de 26 %, e 0,24 
g de C6H8O7 em 200 mL. Calcule o pH da bebida, desconsiderando o efeito do íon comum 
e outras reações. 
c) Um lote da bebida de soja apresentou pH igual a 12, em decorrência de contaminação 
com hidróxido de sódio, NaOH, uma base forte. Explique o que ocorreu com o grau de 
ionização dos ácidos nesta situação. 
 
Dados: 
M(C6H8O6) = 176,122 g mol
-1 
M(C6H8O7) = 192,122 g mol
-1 
 
Considere todas as reações à temperatura igual a 25 °C. 
 
Gabarito: 
a) Ácido: C6H8O6 e Base Conjugada: C6H7O6
- e Base: H2O e Ácido Conjugada: H3O
+ 
b) 2,70 
c) Aumentando a concentração de íons hidroxila, OH-, irá ocorrer um aumento na reação 
com os íons H3O
+, deslocando assim o equilíbrio no sentido direto, aumentando o grau de 
ionização.