7 Lista de Exerccios Equlibrio

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Universidade Federal da Paraíba
Centro de Ciências Exatas e da Natureza
Departamento de Química
Prof. Ricardo Lima
Lista de Exercícios
1. Defina e dê um exemplo de:
a) ácido e base de Brönsted-Lowry
Ácido: toda espécie química, íon ou molécula capaz de doar um próton.
Base: é capaz de receber um próton.
Ex:
NH₃+ HCl NH⁺₄ + Cl⁻
b) ácido e base de Arrhenius
Ácido: toda substância que em água produz como cátion somente H⁺ (H₃O⁺).
Base: é aquela que produz como ânion somente OH⁻.
Ex:
Ácidos:
HCl + H₂O H₃O⁺ + Cl⁻
Bases:
NaOH Na⁺ + OH⁻
c) eletrólito fraco e forte
ELETRÓLITO FORTE: É uma substância que forma uma solução na qual o soluto está presente quase totalmente como íons.
Quase todos os compostos iônicos solúveis são eletrólitos fortes. Exemplos: HCl, NaCl...
ELETRÓLITO FRACO: Forma uma solução na qual o soluto se ioniza incompletamente em solução. O ácido acético é um exemplo de eletrólito fraco, em água, pequena fração das moléculas de CH3COOH, se separam em íons H+ e íons CH3CO2- (acetato).
d) par ácido-base de Brönsted-Lowry
e) substância anfiprótica
Substâncias anfipróticas são as chamadas espécies químicas que podem agir com ácido e base, dependendo da substância que está em sua presença.
f) auto-ionização
Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio: a 25 °C
H2O(l) + H2O(l) ↔H3O+(aq) + OH-(aq) 
 
2. Identifique o ácido (à esquerda) e sua base conjugada (à direita) nas equações a seguir:
a) HOCI + H2O ↔ H3O+ + OCl-
 ácido base conjugada
b) HONH2 + H2O ↔HONH3+ + OH-
 ácido base conjugada
c) NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
 ácido base conjugada
d) 2HCO3- ↔ H2CO3 + CO32-
e) PO43- + H2PO4- ↔ 2HPO42-
 ácido base conjugada
f) H2O + CH3NH2 ↔ CH3NH3+ + OH-
 ácido base conjugada
3. Calcule o pH da água a 0°C e 100°C. Dado Kw(0°C) = 1,14 x 10-15; Kw(100°C) = 4,9 x 10-13
Em 0°C:
pKw = -log 1,14 x 10-15= 14,9  dividido por 2
pH = 7,47 
Em 100°C:
pKw = -log 4,9 x 10-13=   dividido por 2
pH = 6,15 
Obs calculadora científica: usar (-) log e abrir parênteses...
4. Calcule o pH de uma solução na qual a concentração hidrogeniônica é: 
1,6 x 10-2 mol L-1 
-log 1,6 x 10-2 = 1,80
(b) 5,8 x 10-6 mol L-1
-log 5,8 x 10-6 = 5,24
(c) 2,3 x 10-13 mol L-1 
-log 2,3 x 10-13 = 12,64
(d) 7,9 x 10-9 mol L-1 
-log 7,9 x 10-9 = 8,10
5. Calcule a concentração de íons OH- em uma solução com pH de:
 a) 5,04 
pOH = -log[OH-]
(b) 2,84, (c) 13,89 e (d) 7,90
R: a) 1,10 x 109; b) 6,92 x 1012; 
 c) 7,76 x 101; d) 7,94 x 107
6. A 25°C, qual a concentração molar de H3O+ e OH- em:
(a) 1,1 x 10-2 M HOCI? Ka = 3,0 x 10-8
R: [H+]=1,82 x 10-5; [OH-]=5,50 x 10-10
(b) 8,4 x 10-1 M de NaOH
(c) 0,045 M HCl
(d) 0,0600 M de ácido butanóico? Ka = 1,52 x 10-5
R: [H+]=9,55 x 10-4; [OH-]=1,05 x 10-11
e) 8,045 x 10-1 M LiOH?
7. Suponha que 0,18 mols de um ácido monoprótico desconhecido são dissolvidos em água suficiente para preparar 2 litros de solução. Se o pH da solução é 2,77, qual é a constante de dissociação do ácido? R: 3,27 x 105
8. Classifique cada uma das soluções 1,0 mol.L-1 conforme seu caráter ácido, básico ou neutro. (a) NH4Cl, (b) KCN, (c) Na2SO4, (d) NH4CN, (e) KBr, (f) KHSO4.
9. Calcule o pH de uma solução 0,085 mol L-1 de ácido nitroso (Ka = 4,5x10-4) e nitrito de potássio 0,10 mol L-1
R. pH = 3,42
10. Uma porção de 50,0 mL de solução de HCl requereu 29,71 mL de Ba(OH)2 0,01963 mol L–1 para alcançar o ponto final usando o verde de bromocresol como indicador. Calcular a molaridade do HCl.
11. Em uma solução saturada de BaCrO4, [Ba2+] = 9,2x10-6 mol L-1. Calcule o Kps do BaCrO4.
12. A solubilidade do AgCN em água é 1,3x10-7 molL-1. Qual o Kps do AgCN?