Lista Acidos e Bases

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QMC 5222: Lista de Exercícios – Ácidos e Bases (Aulas 12 e 13) 
 
01. Qual a definição de ácido e base para: (a) Arrhenius; (b) Brønsted-Lowry; (c) Lewis. 
 
02. Empregando a terminologia de Brønsted-Lowry, defina os termos a seguir e dê um 
exemplo para cada um deles: (a) par ácido-base conjugado; (b) ácido conjugado; (c) 
base conjugada 
 
03. Identifique os pares ácido-base conjugados em cada uma das seguintes reações: 
 
(a) HClO4 + N2H4 N2H5+ + ClO4- 
(b) CO32- + H2O HCO3- + OH- 
(c) NO2- + N2H5+ HNO2 + N2H4 
(d) HCN + H2SO4 H2CN+ + HSO4- 
(e) CHO2- + H2O HCHO2 + OH- 
(f) HSO4- + HCO3- SO42- + H2CO3 
(g) NH4+ + CN- NH3 + HCN 
(h) HSO3- + H3O+ H2SO3 + H2O 
 
04. Escreva as fórmulas para os ácidos conjugados de: (a) CH3CH2NH2 ; (b) NH2NH2 ; (c) 
HOCOO- ; (d) OH- ; (e) SO42- ; (f) NH3 ; (g) H2PO4- ; (h) CN- ; (i) HOOCCOO-. 
 
05. Escreva as fórmulas para as bases conjugadas de: (a) HOCOO- ; (b) C2H5OH; (c) 
CH3COOH. 
 
06. Escreva a equação química em equilíbrio para a transferência de prótons dos 
seguintes ácidos em solução aquosa. Em seguida, identifique os pares ácido-base 
conjugados em cada equação: (a) H2SO4; (b) C6H5NH3+; (c) H2PO4-; (d) HCOOH; (e) 
NH2NH3+; 
 
07. Escreva as equações de dissociação por etapas do ácido poliprótico H3PO4. (Dica: o 
H3PO4 tem três hidrogênios ionizáveis). 
 
08. Identifique os pares ácido-base conjugados na reação entre o íon carbonato (CO32-) 
e a água para formar o íon hidrogenocarbonato (HOCOO-) e íon hidróxido. 
 
09. Assinale a alternativa correta. Na reação: HBr + HNO3 H2Br+ + NO3- ; a 
espécie H2Br+ é classificada como: 
 
(a) uma base de Lewis 
(b) uma base de Arrhenius 
(c) um ácido de Arrhenius 
(d) um ácido de Brønsted-Lowry 
(e) uma base de Brønsted-Lowry 
 
 
10. Em termos de força relativa de ácidos, explique o que é: (a) um ácido forte; (b) um 
ácido fraco. 
 
11. Alguns ácidos são melhores doadores de prótons que outros; algumas bases são 
melhores receptoras de prótons que outras. De acordo com a teoria de Brønsted-
Lowry, pode-se afirmar que: 
 
(a) Quanto mais forte a base, mais forte é seu ácido conjugado. 
(b) Quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada. 
(c) Quanto mais fraco o ácido, mais fraca é sua base conjugada. 
(d) Quanto mais forte a base, mais fraca é sua base conjugada. 
(e) Quanto mais forte o ácido, mais fraco é seu ácido conjugado. 
 
12. Escreva a constante de acidez (Ka) para cada uma das seguintes equações: 
 
(a) CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq) 
(b) HCOOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HCOO-(aq) 
(c) NH4OH(aq) + H2O(l) OH-(aq) + NH4+(aq) 
 
13. Dada a seguinte ordem de acidez: 
 
HF < HCl < HBr < HI 
 
(a) Liste os ácidos acima em ordem crescente de Ka. 
(b) Liste os mesmos ácidos em ordem crescente de pKa. 
(c) Indique as bases conjugadas de cada um dos ácidos acima. 
(d) Explique esta ordem de acidez observada. 
 
14. Escreva uma equação química balanceada para a reação de neutralização total do 
hidróxido de bário [Ba(OH)2]com o ácido nítrico (HNO3). 
 
15. Para as reações ácido-base a seguir, indique qual será o sentido favorecido da 
reação (direto ou inverso) quando ela atingir o equilíbrio químico. Dados os seguintes 
valores de pKa: NH4+ = 9,4; H2O = 15,7; HCl = -7,0; CH3CH2OH = 15,9; CH3COOH = 4,8; 
CH3CH2OH2+ = 2,5; NH3 = 35,0; CH4 = 50,0 
 
(a) NH3 + H2O NH4+ + OH- 
(b) NH3 + HCl NH4+ + Cl- 
(c) NH3 + CH3CH2OH NH4+ + CH3CH2O- 
(d) CH3CH2OH2+ + Cl- CH3CH2OH + HCl 
(e) NH3 + OH- NH2- + H2O 
(f) NH3 + CH3- NH2- + CH4 
 
16. Calcule o pH de uma solução que tem uma concentração hidrogeniônica de: (a) 2,1 
x 10-2 mol/L; (b) 3,9 x 10-14 mol/L; (c) 4,0 x 10-8 mol.L-1; (d) 1 x 10-7 mol/L. 
 
17. Calcule o pH de cada uma das seguintes soluções de ácidos fortes: (a) HBr 8,5 x 10-3 
mol/L; (b) HCl 0,020 mol.L-1; (c) HNO3 1 x 10-4 mol.L-1. 
 
18. Determine a concentração hidrogeniônica ([H3O+]) para as seguintes soluções: (a) 
pH = 2,22; (b) pH = 4,00; (c) pH = 12,12. 
 
19. Explique o que há de errado na seguinte afirmação: uma solução 6,0 M de HCl(aq) é 
um ácido mais forte do que 1,0 M de HCl(aq). 
 
20. Escreva a equação química para uma reação de neutralização ácido-base de acordo 
com a teoria de Lewis e que não seja prevista pela teoria de Brønsted-Lowry. 
 
21. O ácido lático (C3H6O3) é um ácido relativamente fraco em água e tem somente um 
hidrogênio ionizável. Uma solução 0,1 mol/L de ácido láctico tem um pH de 2,44. 
Calcule o Ka do ácido lático. 
 
22. Uma solução de um ácido fraco 0,2 mol/L de HÁ é 9,4 % ionizada. Usando essa 
informação, calcule [H+], [A-], [HA] e ka para HA. 
 
23. Uma amostra específica de vinagre tem pH de 2,9. Supondo que o ácido acético 
seja o único ácido que o vinagre contém (ka = 1,8x10-5), calcule a concentração de 
ácido acético no vinagre. 
 
24. Entre os pares a seguir, indique quem será o ácido mais forte. Justifique. 
 
 
 
 
 
 
 
25. Entre os pares a seguir, indique quem será a base mais forte. Justifique. 
 
 
 
26. HCl é um ácido mais fraco que HBr. Explique por que ClCH2COOH é um ácido mais 
forte que BrCH2COOH. 
 
27. Qual composto é mais ácido? Por quê? 
 
 
28. Os alcoóis podem reagir tanto com ácidos fracos quanto com bases fracas da 
mesma maneira que a água. Mostre a reação do álcool metílico, CH3OH, com um ácido 
forte como o H2SO4 e com uma base forte como o Na+ -NH2. 
 
29. Escreva os produtos da seguinte reação ácido-base: 
 CH3NH3+Cl- + NaOH ??? 
 
30. O íon amônio (NH4+, pKa = 9,25) tem um valor de pKa menor que o íon 
metilamônio (CH3NH3+, pKa = 10,66). Qual é a base mais forte, amônia (NH3) ou 
metilamina (CH3NH2)? Explique. 
 
31. O bicarbonato de sódio, NaHCO3, é o sal de sódio do ácido carbônico (H2CO3), pKa 
= 6,37. Suponha que você tenha dois frascos sem rótulo, um dos quais contém fenol 
(pKa = 9,9) e outro, ácido acético (pKa = 4,76). Baseado na reação de um ácido com o 
bicarbonato de sódio proponha um método simples para determinar qual substância 
está contida em cada frasco. 
 
32. Coloque as seguintes substâncias em ordem crescente de acidez: 
 
 
33. Quais dos seguintes compostos atuarão como ácidos de Lewis e quais atuarão 
como bases de Lewis? 
(a) AlBr3 
(b) CH3CH2NH2 
(c) BH3 
(d) HF 
(e) CH3SCH3 
(f) TiCl4 
 
34. Usando as setas curvas, mostre como as espécies descritas em (a) podem agir 
como bases de Lewis em reação com HCl, e como as espécies descritas em (b) podem 
agir como ácidos de Lewis na reação com OH-. 
(a) CH3CH2OH, HN(CH3)2, P(CH3)3 ; 
(b) H3C+, B(CH3)3, MgBr2