EXERCÍCIOS QUÍMICA AUTO IONIZAÇÃO ÁGUA

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FACULDADES INTEGRADAS RUI BARBOSA 
 
CURSO DE ENGENHARIA – CEG – TURMA B 
 
 
 
 
 
 
EDUARDO MOREIRA BEZERRA 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS: AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA – PH E POH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANDRADINA 
2015 
 
 
 
 
EDUARDO MOREIRA BEZERRA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS: AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA – PH E POH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Trabalho apresentado na disciplina 
Química Geral II como requisito parcial de 
avaliação. 
 
Docente: Laércio Caetano. 
 
 
 
 
 
ANDRADINA 
2015 
 
 
Auto-ionização da água – pH e pOH 
 
1. A 60℃, o produto iônico da água é [H+] ∙ [OH−] = 1 ∙ 10−13. Com relação a 
soluções aquosas nesta temperatura, qual o pH desta solução? Quanto vale 
pH + pOH? Neste caso, uma solução com pH = 6,5 é neutra? 
 
Resposta: 
 
i) pH = 3 ⟹ [H+] = 1 ∙ 10−13 mol ⋅ L−1 
 
ii) A 60℃, o produto iônico da água é 1 ∙ 10−13, ou seja, 𝐾𝑤 = 1 ∙ 10
−13. Pela 
relação do produto iônico, encontra-se: 
 
p𝐾𝑤 = pH + pOH 
pH + pOH = − log10(1 ∙ 10
−13) = 13 
iii) Consequentemente, pH = pOH. Logo, o pH de uma solução neutra dessa 
solução apresenta pH = 6,5 e pOH = 6,5. 
 
 
 
2. A constante ácida 𝐾𝑎 é um ácido monocarboxílico de massa molar 60 g ⋅ mol
−1
 é 
4 ∙ 10−5. Dissolvem-se 6 g (0,1 mol) desse ácido em água até completar 1 L de 
solução. Determine: 
 
a) A concentração de H
+
 na solução. 
b) O pH da solução. 
c) O pH da solução se o ácido fosse totalmente ionizado. 
 
Resposta: 
 
A ionização de um ácido monocarboxílico (𝑥 CO2H): 
 
𝑥 CO2H ⟶ H
+ + 𝑥 CO2
−
 
 
a) Temos que [𝑥CO2H] = 𝑀 e [H
+] = [𝑥CO2
−] 
 
𝑀 =
0,1 mol
1 L
= 0,1 mol ⋅ L−1 = 1 ⋅ 10−1 mol ⋅ L−1 
 
Logo, temos: 
 
𝐾𝑎 =
[H+] ⋅ [𝑥 CO2
−]
[𝑥 CO2H]
⟹ 4 ∙ 10−5 =
[H+]
2
1 ⋅ 10−1 mol ⋅ L−1
 
 
[H+]
2
= (4 ∙ 10−5) ⋅ (1 ⋅ 10−1 mol ⋅ L−1) = 4 ⋅ 10−6 mol ⋅ L−1 
 
[H+] = 2 ⋅ 10−3 mol ⋅ L−1 
 
b) Temos que o pH é 
 
pH = − log10[H
+] = − log10(2 ⋅ 10
−3) = −(log10 2 + log10 10
−3) 
 
pH = 2,7 
c) 𝛼 = 100% = 1, logo 
 
 
 
𝛼 =
[H+]
𝑀
⟹ 1 =
[H+]
1 ⋅ 10−1 mol ⋅ L−1
 
 
[H+] = 1 ⋅ 10−1 mol ⋅ L−1. 
 
Portanto: 
 
pH = − log10[H
+] = − log10(1 ⋅ 10
−1) 
 
pH = 1 
 
 
 
3. A aspirina e o ácido acético são ácidos monopróticos fracos, cujas constantes de 
dissociação são iguais a 3,4 ⋅ 10−4 e 1,8 ⋅ 10−5, respectivamente. Considere soluções 
0,1 mol ⋅ L−1 de cada um desses ácidos. Qual a solução que apresentará o menor 
pH? Justifique. 
 
Resposta: 
 
A aspirina, pois quanto maior a constante de dissociação de um ácido, maior a 
concentração de íons H3O
+
 e menor o pH. 
 
 
 
4. Qual a diferença de pH de duas soluções ácidas em que uma é 100 vezes mais 
concentrada em íons de hidrogênio H
+
 do que a outra? 
 
Resposta: 
 
Temos que: [H+]
1
= 100 ⋅ [H+]
2
 
Supondo que [H+], da solução 1 seja 0,1 mol ⋅ L−1, a [H+]
2
 a da solução 2, será de 
10 mol ⋅ L−1. Calculando o pH hipotético, temos: 
 
 Solução 1: pH1 = − log10 0,1 = 1 
 Solução 2: pH2 = − log10 10 = −1 
 
Portanto pH1 − pH2 = 1 − (−1) = 2. A diferença de unidades na escala de pH para 
essas duas soluções será sempre duas unidades. 
 
 
 
5. Alguns ácidos estão listados abaixo, com seus respectivos valores de 𝐾𝑎 (a 
25 ℃).: 
 
i. HSO4
−(𝑎𝑞) + H2O(ℓ) ⟶ SO4
2−(𝑎𝑞) + H3O
+(𝑎𝑞). 𝐾2 = 1,2 ⋅ 10
−3 
ii. HF(𝑎𝑞) + H2O(ℓ) ⟶ F
−(𝑎𝑞) + H3O
+(𝑎𝑞). 𝐾𝑎 = 7,2 ⋅ 10
−4 
iii. H3PO4(𝑎𝑞) + H2O(ℓ) ⟶ H2PO4(𝑎𝑞) + H3O
+(𝑎𝑞) . 𝐾1 = 7,5 ⋅ 10
−3 
 
Qual é o ácido mais forte? Qual é o mais fraco? Justifique suas respostas. 
 
Resposta: 
 
O valor de 𝐾𝑎, nada mais é que a constante de ionização ou acidez de um acido. 
Quanto maior seu valor, mais forte será o acido, por exemplo, em ii., teremos 
 
 
 
𝐾𝑎 =
[H3O
+] ⋅ [F−]
[HF]
= 7,2 ⋅ 10−4 
 
Portanto concluímos, que quanto maior a dissociação maior será o valor no de H3O
+
 
e F
−
 com isso aumenta-se o 𝐾𝑎, por isso quanto maior o 𝐾𝑎 mais forte o acido, 
porque temos mais H3O
+
 em solução e isso indica a força de um acido. Ou seja, o 
ácido mais forte e mais fraco respectivamente, serão o i. e o ii..