Lista 01 Equilíbrio iônico (ácido base solubilidade íons complexos) QTEMA 2018

Prévia do material em texto

LISTA DE EXERCICIOS No 01 - QTEMA – 2018 Prof. Roberto 
(Equilíbrio iônico: ácido-base, solubilidade e íons complexos) 
1 
 
A – Equilíbrio ácido-base 
1. Calcule o pH quando as seguintes quantidades de solução de NaOH 0,100 M for adicionada a 
50,0 mL de solução de HCl 0,100 M: (a)49,0 mL; (b) 51,0 mL Resp: (a) 3,00; (b) 11,00 
2. Determine o pH de uma solução de vinagre, cujo título é 4,2 % (em massa). O vinagre é 
constituído basicamente de ácido acético (H3CCOOH) em água. Dados: Ka(H3CCOOH)=1,75 x 10-
5 e densidade do vinagre 1,00 g/mL. Resp: 2,45 
3. Uma massa de ácido acético (H3CCOOH) igual a 0,0560 g é dissolvida em água suficiente para 
perfazer 50,0 mL. Calcule a concentração de H+, H3CCOO- e de H3CCOOH no equilíbrio. 
4. O pH de uma solução de cianato de hidrogênio (HOCN) 0,015 M é 2,67: (a) Qual é a 
concentração de íons H+ na solução? (b) Qual é o valor da constante de ionização, Ka, do 
ácido? Resp: (a) 2,1 x 10-3 M ; (b) 3,4 x 10-4 
5. O ácido láctico (HC3H5O3) tem um hidrogênio ácido. Uma solução de ácido láctico 0,10 M tem 
um pH de 2,44. Calcule o Ka do ácido. Resp: 1,4 x 10-4 
6. Calcule a % de ionização do ácido benzóico (Ka = 6,5 x 10-5) nas seguintes concentrações: (a) 
0,20 mol/L; (b) 0,00020 mol/L. Resp: (a) 1,8 %; (b) 43 % 
7. Calcule (a) o pH e a % de ionização de uma solução de piridina 0,010 M em água. Kb (C5H5N) = 
1,5 x 10-9. C5H5N + H2O  C5H5NH+ + OH- Resp: (a) 8,59; (b) 0,039% 
8. A codeína (C18H21NO3) é uma base orgânica fraca. Uma solução de codeína 5,0 x 10-3 M tem 
pH de 9,95. Calcule o valor de (a) Kb e (b) pKb para a codeína. Resp: (a) 1,6 x 10-6; (b) 5,80 
9. Qual é (a) o pH e a porcentagem de ionização de uma solução de ácido fórmico (HCO2H) 
0,0010 M. Ka (HCO2H) = 1,8 x 10-4. (Atenção! A solução é diluída e o ácido é moderadamente 
fraco). Resp: (a) 3,47; (b) 42 % 
10. Escreva as reações de dissociação e de hidrólise para os seguintes sais: (a) KCN; (b) NH4NO2; 
(c) formiato de potássio (HCOOK); (d) cloreto de anilínio (C6H5NH3Cl) 
11. O hipoclorito de sódio (NaClO) é usado como fonte de cloro em alguns alvejantes, em 
desinfetantes de piscina e nas instalações de tratamento de água. Estimar o pH de uma 
solução de NaClO 0,015 M. Ka (HOCl) = 3,5 x 10-8 Resp: 9,82 
12. Faça a estimativa do pH de uma solução aquosa de acetato de cálcio, Ca(CH3COO)2 0,15 M. 
Dado Ka (CH3COOH) = 1,8 x 10-5. Resp: 9,11 
13. Calcule a concentração de todas as espécies de soluto em uma solução de H2SO3 0,10 M. 
Dados Ka1 = 1,3 x 10-2; Ka2 = 6,3 x 10-8. R: [H+]=[HSO-3] = 3,0 x 10-2M; [H2SO3]=0,007 M; [SO32-]=6,3 x 10-8 
 
 
 
LISTA DE EXERCICIOS No 01 - QTEMA – 2018 Prof. Roberto 
(Equilíbrio iônico: ácido-base, solubilidade e íons complexos) 
2 
14. Suponha que 4,25 g de um ácido monoprótico fraco desconhecido, HA, foram dissolvidos em 
água. A titulação desta solução com uma solução 0,350 M de NaOH(aq) exigiu 52,0 mL para 
atingir o ponto de equivalência (ponto estequiométrico). Após a adição de 26,0 mL de NaOH, 
o pH da solução era 3,82. (a) Qual é a massa molar do ácido? (b) Qual é o Ka do ácido? 
 Resp: (a) 234 g/mol; (b) 1,51 x 10-4 
15. Dissolveram-se 5,00 g de um ácido diprótico em água até perfazer exatamente 250 mL de 
solução. Calcule a massa molar do ácido sabendo-se que a neutralização de 25,0 mL da 
solução requer 11,1 mL de solução 1,00 M de KOH. Considere que ambos os prótons foram 
titulados. Resp: 90,1 g/mol 
16. O íon hidrogenoftalato (HC8H5O4-) é um ácido monoprótico fraco. Quando 525 mg de 
hidrogenoftalato de potássio são dissolvidos em água suficiente para completar 250 mL de 
solução, o pH da solução é 4,24. (a) Calcule o Ka para esse ácido. (b) Calcule a percentagem de 
ionização do ácido. Resp: (a) 2,6 x 10-7; (b) 0,46 % 
17. Suponha que 1,436 g de hidróxido de sódio impuro foram dissolvidos em água para perfazer 
300 mL de solução. Uma alíquota de 25,0 mL desta solução foi titulada até o ponto de 
equivalência com 34,20 mL de uma solução de HCl 0,0695 M. Qual é a percentagem de pureza 
da amostra original? Resp: 79,4 % 
18. Calcule a % de ionização de uma solução de (a) ácido butanóico 0,0075 M (Ka (HC4H7O2)= 1,5 
x 10-5). (b) Calcule a % de ionização de uma solução de 0,0075 M de ácido butanóico em uma 
solução contendo 0,085 M de butanoato de sódio. Resp: (a) 4,5 %; (b) 0,018 % 
19. Calcule (a) o pH e (b) a concentração de íons propionato (C3H5O2-), de uma solução de 0,060 M 
de propionato de potássio (KC3H5O2) + 0,085 M de ácido propiônico. Dado: Ka (HC3H5O2) = 1,3 
x 10-5. Resp: (a) 4,73; (b) 6,0 x 10-2M 
20. Calcule (a) o pH e (b) a concentração de íons trietilamônio de uma solução de 0,075 M de 
trietilamina, (CH3)3N, + 0,10 M de cloreto de trietilamônio, (CH3)3NHCl. Dado: Kb [(CH3)3N] = 
6,4 x 10-5. Resp: (a) 9,68; (b) 0,10 M 
21. Quantos mols de hipobromito de sódio (NaBrO) deve ser adicionada a 1,00L de solução de 
ácido hipobromoso (HBrO) 0,050 M para formar uma solução-tampão de pH igual a 9,15? 
Suponha que não haja variação de volume quando NaBrO for adicionado. Dado: Ka (HBrO) = 
2,5 x 10-9. Resp: 0,18 mol 
22. Uma solução-tampão contém 0,12 mol de ácido propiônico (HC3H5O2) e 0,10 mol de 
propionato de sódio (NaC3H5O2) em 1,50 L de solução. (a) Qual é o pH desse tampão? (b) Qual 
é o pH do tampão após a adição de 0,010 mol de NaOH? (c) Qual é o pH do tampão após a 
adição de 0,010 mol de HI? Dado: Ka (HC3H5O2) = 1,3 x 10-5. Resp: (a) 4,81; (b) 4,89; (c) 4,73 
maria
Realce
maria
Realce
 
LISTA DE EXERCICIOS No 01 - QTEMA – 2018 Prof. Roberto 
(Equilíbrio iônico: ácido-base, solubilidade e íons complexos) 
3 
23. Titulam-se 25,0 mL de NH3 0,10 M com HCl 0,10 M. (a) qual é o pH inicial da solução de NH3? 
(b) Qual é o pH após a adição de 20 mL de HCl? (c) qual é o pH no ponto de equivalência? (d) 
qual é o pH após a adição de 30 mL de HCl? (e) Faça o esboço da curva de titulação. Dado : Kb 
(NH3) = 1,8 x 10-5. Resp: (a) 11,15; (b) 8,83; (c) 5,27; (d) 2,34 
24. 100, 0 mL de uma solução de ácido nitroso (HNO2) 0,100 M são titulados com solução de 
NaOH 0,100 M. calcule o pH: (a) inicial da solução de HNO2; (b) quando são adicionados 80,0 
mL NaOH; (c) no ponto de equivalência; (d) após a adição de 120,0 mL de NaOH; (e)Faça o 
esboço da curva de titulação. Dado: Ka (HNO2) = 4,5 x 10-4. R: (a) 2,17; (b) 3,95; (c) 8,02; (d) 11,96 
25. Calcule o pH no ponto de equivalência na titulação de: (a) HBr 0,100 M com NaOH 0,200 M; 
(b) HBr 0,100 M com hodroxilamina (NH2OH) 0,200 M. Dado: Kb (NH2OH) = 1,1 x 10-8. 
 Resp: (a) 7,00; (b) 3,52 
26. Quantos gramas de lactato de sódio (NaC3H5O3) devem ser adicionados a 1,00 L de ácido 
lático 0,15 M, para formar uma solução-tampão com pH = 2,90? Suponha que não ocorra 
variação de volume quando o NaC3H5O3 for adicionado. Resp:1,9 g 
27. (a) Calcule o pH do sistema tampão NH3 0,30 M/NH4Cl 0,36 M. (b) Qual é o pH depois da 
adição de 20,0 mL de solução de NaOH 0,050 M a 80,0 mL de solução tampão. Dado Kb (NH3) 
= 1,8 x 10-5 Resp: (a) 0 9,17; (b) 9,20 
 
B – Equilíbrio de solubilidade, KPS 
28. Calcular o KPS do cromato de prata (Ag2CrO4) sabendo-se que 1,0 L de solução saturada contêm 
2,25 x 10-2 g do sal dissolvido em água. R: 1,2 x 10-12 
29. Sabendo-se que o KPS do hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, é 1,2 x 10-11, calcule o pH de uma 
solução saturada dessa base. Resp: 10,46 
30. O KPS do brometo de chumbo (PbBr2) é 8,9 x 10-6. Determine a solubilidade molar (a) em água 
pura; (b) em solução 0,20 M de KBr; (c) em solução 0,20 M de Pb(NO3)2. Resp: (a) 0,013 M; 
(b) 2,2 x 10-4 M; 3,3 x 10-3 M. 
31. Calcule a solubilidade molar de AgBr em: (a) água pura; (b) uma solução de AgNO3 3,0 x10-2 M; 
(c) uma solução de NaBr 0,10 M. Dado: KPS (AgBr) = 5,0 x 10-13. Resp:(a) 7,1 x 10-7M; 
(b) 1,7 x 10-11M; (c) 5,0 x 10-12M. 
32. Calcule a solubilidade de LaF3 (em g/L) em: (a) água pura; (b) uma solução de KF 0,025 M. 
Dado: KPS (LaF3) = 2,0 x 10-19. Resp: (a) 1,8x10-3; (b) 2,5x10-12 
33. Calcule a solubilidade do Mn(OH)2 (em g/L) quando tamponado a um pH: (a) de 7,0; (b) de 9,5; 
(c) de 11,8; (d) qual é o pH de uma solução saturada de Mn(OH)2 em água pura? 
Dado: KPS [Mn(OH)2] = 1,6 x 10-13. Resp: (a) 1,4 x 103; (b) 0,014; (c) 3,6 x 10-7; (d) pH = 9,0 
 
LISTA DE EXERCICIOS No 01 - QTEMA – 2018 Prof. Roberto 
(Equilíbrio iônico: ácido-base, solubilidade e íons complexos) 
4 
34. Uma amostra de 20,0 mL de solução 0,10 M de Ba(NO3)2 é adicionada a 50,0 mL de solução 
0,10 M de Na2CO3. Haverá precipitação? KPS (BaCO3) = 8,1 x 10-9 
35. Um estudante misturou 50,0 mL de Ba(OH)2 1,00 M com 86,4 mL de H2SO4 0,494 M. Calcule a 
massa de BaSO4 formado e o pH da solução. Dado KPS (BaSO4) = 1,1 x 10-10 R: (a) 9,97 g; (b) 13,04 
36. (a) AgIO3 precipitará quando 100 mL de solução de AgNO3 0,010 M forem misturados com 10 
mL de solução de NaIO3 0,015 M? (KPS (AgIO3) = 3,1 x 10-8). (b) Co(OH)2 precipitará se o pH de 
uma solução de CO(NO3)2 0,020 M for ajustado para 8,5? (KPS(Co(OH)2=1,3 x 10-15). R:(a) e (b) Sim 
37. O produto de solubilidade do BaSO4 é 1,5 x 10-9, e para o BaF2 é 1,7x10-6 (a 25oC). Em uma 
solução, [SO42-] = 5,0 x 10-3M e [F-] = 7,0 x 10-2M. Ba(NO3)2 sólido é adicionado lentamente à 
solução. Mostre através de cálculo, qual substância precipita primeiro. Resp.: BaSO4 
38. Em 1,00 L de uma solução, [F-] = [SO42-] = 0,10 M. Adicionando-se lentamente BaCl2 sólido e 
assumindo volume constante, calcule: (a) [Ba2+], quando BaSO4 começa a precipitar; (b) [Ba2+], 
quando BaF2 começa a precipitar; (c) [SO42_], quando BaF2 começa a precipitar. 
 Res.: (a) 1,5 x 10-8M; (b) 1,7 x 10-4M; (c) 8,8 x 10-6M 
39. Uma solução consiste em 0,050 mol/L de Mg2+ e 0,020 mol/L de Cu2+. Qual íon precipitará 
primeiro à medida que OH- for adicionado à solução? Qual a concentração de OH- necessária 
para começar a precipitação de cada cátion? (KPS = 1,8 x 10-11 para o Mg(OH)2 e KPS = 2,2 x 10-
20 para o Cu(OH)2 . Resp: Cu(OH)2 precipita primeiro. CU(OH)2 começa a precipitar quando 
[OH-]>1,0 x 10-9 mol/L; Mg(OH)2 começa a precipitar quando [OH-]>1,9 x 10-5 mo/L 
40. Um estudante determinou a porcentagem em massa de bário em uma liga pela reação com 
ácido sulfúrico (H2SO4), o qual sulfato precipita sulfato de bário (BaSO4). Uma amostra de liga 
pesando 2,016 g necessita de 20,0 mL de H2SO4 0,200 M para a titulação. Qual é a % (em 
massa) de bário na liga? Resp.: 27,2 % 
 
C – Equilíbrio de íons complexos 
41. Explique com reações iônicas balanceadas por que: (a) CuI2 se dissolve em solução de amônia 
(NH3); (b) AgBr se dissolve em solução de NaCN; (c) Hg2Cl2 se dissolve em solução de KCl. 
42. Calcule as concentrações de Cd2+, Cd(CN)42- e CN- no equilíbrio, quando se dissolvem 0,50 g de 
Cd(NO3)2 em 500 mL de NaCN 0,50 M. Cd2+ + 4 CN-  Cd(CN)42- Kf = 7,1 x 1016 
 Resp: [Cd2+]=1,1 x 10-18 M ; [Cd(CN)42-]=4,2 x 10-3 M; [CN-]=0,48 M. 
42. Uma quantidade correspondente a 0,20 mol de CuSO4 é adicionada a 1,0 L de solução de NH3 
1,20 M. Qual é a concentração de íons Cu2+ no equilíbrio? Kf [Cu(NH3)42+] em água é 5,0 x 1013. 
 Resp: [Cu2+] = 1,6 x 10-13 M 
43. 2,0 mL de KSCN são adicionados a 1,0 L de FeCl3 0,10 M. Assumindo volume constante, e 
negligenciando a hidrólise do Fe3+ e do CN-, calcule a [Fe3+] na solução resultante. Resp: 1 x 10-44