Lista de Exercício EQUILÍBRIO AQUOSO

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Centro de Ciências Exatas – Departamento de Química 
Química Geral e Inorgânica 
Lista de Exercícios – Equilíbrio Aquoso 
 
1. (a) Que é o efeito do íon comum? (b) Dê exemplo de um sal que diminua a ionização 
do HOCl em solução. 
2. Determine se cada adição mencionada a seguir aumenta, diminui ou não altera o pH 
da solução: (a) adição de NaNO2 a solução de HNO2; (b) adição de (CH3NH3)Cl a 
solução de CH3NH2; (c) adição de formiato de sódio a solução de ácido fórmico; (d) 
adição de brometo de potássio a solução de ácido bromídrico; (e) adição de HCl a 
solução de NaC2H3O2. 
3. Calcule a ionização percentual do ácido butanoico 0,10 M (Ka = 1,5 x 10
-5
) em (a) 
água pura; (b) em uma solução de butanoato de sódio 0,050 M. 
4. Calcule o pH de cada solução seguinte: (a) propionato de potássio, KC3H5O2, 0,080 
M e ácido propiônico, HC3H5O2, 0,16 M (Ka = 1,35 x 10
-5
); (b) trimetilamina, (CH3)3N, 
0,15 M (Ka = 1,35 x 10
-10
) e cloreto de trimetilamonio, (CH3)3NHCl, 0,12 M. 
5. (a) Calcular o pH de um tampão 0,20 M em ácido fórmico e 0,15 M em formiato de 
sódio. (b) Calcular o pH do tampão preparado pela mistura de 85 mL de ácido fórmico 
0,16 M com 95 mL de formiato de sódio 0,15 M. 
6. Quantos mols de hipobromito de sódio, NaBrO, devem ser adicionados a 1,00 L de 
solução de ácido hipobromoso, HBrO, 0,200 M, para se ter uma solução-tampão de pH 
8,80 ? Admita que não há variação de volume quando se prepara o tampão. 
7. Uma solução-tampão tem 0,11 mol de ácido acético e o,15 mol de acetato de sódio 
em 1,00 L. (a) Qual o pH deste tampão? (b) Qual o pH deste tampão depois da adição 
de 0,02 mol de KOH? (c) Qual o pH do tampão depois da adição de 0,02 mol de HCl? 
8. (a) Por que a concentração do sólido não dissolvido não aparece, explicitamente, na 
expressão do produto de solubilidade? (b) Dê a expressão do produto de solubilidade da 
cada eletrólito forte seguinte: AgI, BaCO3, Cu2S, CeF3 e Ca3(PO4)2. 
9. O coeficiente de solubilidade do NH4Cl à 30 °C é 40 g/100 g de água e à 70 °C é 60 
g/100 g de água. Tem-se 300 g de solução saturada sem corpo de fundo de NH4Cl em 
água, à 70 °C. A solução é resfriada à 30 °C. Qual é a massa de corpo de fundo obtida ? 
10. A lactose, principal açúcar do leite da maioria dos mamíferos, pode ser obtida a 
partir do leite de vaca por uma sequencia de processos. A fase final envolve a 
purificação por recristalização em água. Suponha que, para esta purificação, 100 kg de 
lactose foram tratados com 100 L de água, a 80 °C, agitados e filtrados a esta 
temperatura. O filtrado foi resfriado a 10 °C. Sabendo que a solubilidade da lactose a 80 
°C é 95 kg em 100 L de água e a 10 °C é 15 kg em 100 L, qual é a massa de lactose, em 
kg, que deve cristalizar com este procedimento? 
11. Experimentalmente, foi determinado que, a 25 °C, a solubilidade do BaSO4 em água 
é de 0,0091 g/L. Qual o valor do Kps para o sulfato de bário? 
12. A solubilidade do iodato de chumbo, Pb(IO3)2, é 4,0 x 10
-5
 mol/L a 25 °C. Qual o 
Kps deste sal? 
13. (a) Se a solubilidade molar do CaF2, a 35 °C, é de 1,24 x 10
-3
 mol/L, qual o Kps 
nesta temperatura? (b) O SrF2 se dissolve na proporção de 1,1 x 10
-2
 g do sólido por 100 
mL de solução a 25 °C. Calcule o produto de solubilidade do SrF2. (c) O Kps.do 
Ba(IO3)2, a 25 °C, é 6,0 x 10
-10
. Qual a solubilidade molar deste sal? 
14. Qual a solubilidade molar do Mg(OH)2 em NaOH 0,10 M ? (Kps = 1,2 x 10
-11
) 
15. Calcular a solubilidade molar do Cu(OH)2 em água (a) no pH 7,0; (b) no pH 9,0; (c) 
no pH 11,0. 
16. Calcule a solubilidade molar de Hg2Cl2 (Kps =1,0 x 10
-18
) em (a) água pura; (b) HCl 
0,10 M ; (c) Hg2(NO3)2 0,0050 M. 
17. (a) Haverá ou não precipitação de Mn(OH)2 numa solução de MnCl2 0,050 M, se o 
pH for ajustado em 8,0. (b) O Ag2SO4 precipitará ou não se 20 mL de solução de 
Na2SO4 5,0 x 10
-2
 M forem adicionados a 100 mL de solução de AgNO3 0,010 M ? 
18. Uma solução é 2,0 x 10
-4
 M no Ag
+
 e 1,5 x 10
-3
 M no Pb
2+
. Com a adição de NaI, 
que sólido precipitará primeiro, o AgI (Kps = 8,3 x 10
-17
) ou o PbI2 (Kps = 1,4 x 10
-8
) ? 
Determine a concentração de I
-
 necessária para provocar o início da precipitação. 
19. Calcule o pH mínimo necessário para precipitar o Ni(OH)2 tão completamente que a 
concentração do Ni
2+
 em solução seja menor que 1 μg por litro (μg = 10-6 g). 
 
 
 
 
 
 
 
Respostas Lista de Exercícios – Equilíbrio Ácido Base e Aquoso 
1. Teórico 
2. (a) pH aumenta; (b) pH diminui; (c) pH aumenta; (d) não há alteração; (e) o pH 
diminui. 
3. (a) 12 %; (b) 0,030 %. 
4. (a) pH = 4,59; (b) pH = 9,90. 
5. (a) pH = 3,62 ; (b) pH = 3,77. 
6. 0,32 mol de NaBrO. 
7. (a) pH = 4,88; (b) pH = 5,0; (c) pH = 4,74. 
8. Teórico. 
9. 37,5 g. 
10. 80 kg. 
11. Kps = 1,52 x 10
-9
. 
12. Kps = 2,56 x 10
-13
. 
13. (a) Kps = 7,63 x 10
-9
; (b) Kps = 2,7 x 10
-12
; (c) 5,31 x 10
-4
 mol/L. 
14. 1,2 x 10
-9
. 
15. (a) 2,2 x 10
-6
 mol/L ; (b) 2,2 x 10
-10
 mol/L ; (c) 2,2 x 10
-14
 mol/L 
16. (a) 6 x 10
-7
 mol/L; (b) 1 x 10
-16
 mol/L; (c) 7 x 10
-9
 mol/L. 
17. (a) Q < Kps, não haverá precipitação do Mn(OH)2 ; (b) Q < Kps, não há precipitação 
do Ag2SO4. 
18. O AgI precipita primeiro, na concentração de [I
-
] = 4,2 x 10
-13
 mol/L.