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IC 610 – Química Analítica II – LISTA DE EXERCÍCIO No. 1 
 
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DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA – TEORIA CLÁSSICA E MODERNA – CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
TERMODINÂMICA E CINÉTICA – CORREÇÃO DE CONSTANTES DE EQUILÍBRIO 
 
1) Sobre o comportamento eletrolítico das soluções aquosas, quais foram as primeiras observações 
experimentais e como foram interpretadas por Arrhenius? 
 Resposta: As primeiras observações foram: (a) a variação nas propriedades coligativas que 
diferenciava eletrólitos de não-eletrólitos e (b) a condutividade elétrica que diferenciava e 
dividia os eletrólitos em fortes e fracos; Através de observações experimentais Arrehnius 
concluiu que os eletrólitos fortes se encontravam completamente dissociado em solução 
aquosa, enquanto os eletrólitos fracos se achavam pouco dissociado, porém ele também 
concluiu que à medida que a concentração dos eletrólitos fracos diminuía este se dissociava 
mais (Princípio de Le Chatelier). 
 
2) Responder/Definir: 
a) Por que a discussão das propriedades coligativas de soluções de eletrólitos é mais complexa do 
que a solução de não-eletrólitos? 
R: Porque na solução de eletrólitos a dissociação em íons vai aumentar o número de 
partículas na solução que fazem com que as variações nas propriedades coligativas sejam 
maiores, por um fator i (fator de Vant’ Hoff). Só que na prática, para concentração mais 
elevadas de NaCl, por exemplo, i é menor que 2 e se aproxima do valor limite i=2 à medida que 
a solução se torna mais e mais diluída; Nas soluções mais concentradas as partículas não são 
completamente independentes devido à atração eletrostática entre os íons, formação de par 
iônico, e a variação observada é menor do que a esperada, a partir do número de íons em 
solução. 
 
b) Par iônico: 
R: Consiste de um cátion e um ânion, mantidos juntos por forças atrativas, sem moléculas de 
solvente entre eles. Lembrar que em solução aquosa os íons são rodeados por certo número 
de moléculas de água, mas à medida que a concentração de íons se torna mais elevadas, estes 
íons passam a ter esferas de hidratação incompletas e tendem a se associar um com os 
outros, os pares iônicos não têm carga, e, portanto não podem conduzir corrente elétrica na 
solução. Assim, a formação de pares iônicos diminui as propriedades coligativas porque reduz 
o número de partículas em solução. Íons multicarregados têm maior tendência para formar 
pares iônicos. 
 
c) Efeito salino. 
R: Também denominado de força iônica da solução é o efeito provocado na solução pela 
presença de eletrólitos fortes, que provocam efeitos de atração e repulsão eletrostática, entre 
outros efeitos, e que alteram a concentração analítica dos íons presentes na solução. 
Matematicamente o efeito salino é dado por: I=1/2∑∑∑∑Cizi2. 
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d) Atividade. 
R: Atividade é a concentração molar efetiva de um íon na solução levando em conta as 
interações desse íon com os eletrólitos fortes presentes na solução, ou seja, levando em conta 
a força iônica da solução. 
 
3) Lei-Limite/Valor-Limite para constantes de equilíbrio. Qual a diferença entre constante extrapolada 
à força iônica zero e constante termodinâmica? 
Resposta: Lei-Limite foi derivada a partir de medidas de constante de equilíbrio cinética de um 
determinado composto em diferentes forças iônicas (ver exemplo do ácido acético – Tabela 1 – 
aula 03). Lei-Limite é quando o valor experimental da constante de equilíbrio cinética tende a 
ser constante e independente da variação da força iônica da solução. Essa independência da 
força iônica acontece em concentrações de eletrólito baixas. Esse o valor numérico constante 
observado nesse limite é denominado valor-Limite, que extrapolado à força iônica zero é a 
constante de equilíbrio termodinâmica (Ko). A diferença é conceitual, o valor-Limite é o valor 
da constante de equilíbrio cinética que é constante e independente da força iônica. Quando se 
extrapola o valor-Limite à força iônica zero (condições ideais, ou seja, sem presença de 
eletrólito) tem-se a constante de equilíbrio termodinâmica. Entende-se que a constante de 
equilíbrio cinética é igual à constante de equilíbrio termodinâmica em força iônica zero 
(condições ideais). K0 é uma constante de equilíbrio verdadeira (não muda com a força iônica). 
 
4) Qual a base da teoria moderna da dissociação eletrolítica? 
Resposta: A base é como os eletrólitos fortes presentes na solução influenciam um 
determinado equilíbrio químico. Com esse intuito foi introduzido o conceito de atividade, que é 
a concentração molar efetiva de cada íon de um determinado equilíbrio, em função da força 
iônica da solução (lembrar que força iônica é a metade do somatório da concentração molar de 
todos os eletrólitos fortes presentes multiplicada pela carga desses eletrólitos ao quadrado). O 
coeficiente de atividade (f), um fator adimensional que varia com a força iônica (I), e que 
correlaciona atividade (a) - concentração molar efetiva com concentração molar analítica (C) ���� 
a=fC. 
 
5) Faça uma distinção básica entre: 
a) atividade e coeficiente de atividade. 
R: Atividade é a concentração molar efetiva de um íon em uma solução contendo eletrólitos 
fortes e coeficiente de atividade, é um fator para corrigir a concentração molar analítica desse 
íon na solução na presença desses eletrólitos fortes. O coeficiente de atividade é um fator 
adimensional que leva em consideração as interações eletrostáticas desse íon com todos os 
eletrólitos fortes presentes na solução. 
 
b) Constante de equilíbrio termodinâmica e baseada em concentrações. 
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R: Constante de equilíbrio termodinâmica (K0) é determinada em atividade, onde já estão 
consideradas todas as interações de cada íon com a força iônica da solução (independe da 
força iônica da solução); já a constante de equilíbrio baseadas em concentrações molares 
(constante de equilíbrio cinética – K) são dependentes da força iônica da solução. 
 
6) Explique por que a inclinação inicial para Ca2+ é mais acentuada que para K+ (Figura 3 – aula 02). 
R: Na figura 3 tem-se o coeficiente de atividade versus raiz quadrada da força iônica, então a 
partir da LLDH, para uma determinada força iônica íons da maior carga terão menores 
coeficientes porque na fórmula da LLDH cátions com carga 2 terão maior “z2” e 
conseqüentemente “- Log f” será o metade em relação a um eletrólito com carga 1. 
 
7) Calcule a força iônica nas seguintes soluções aquosas: 
a) KNO3 0,05mol/L. 
R: I = ½ [0,05 x 12+0,05 x 12] = 0,05 
 
b) CaCl2 0,1mol/L + NH4Cl 0,05mol/L. 
R: I = ½ [0,1 x (+2)2+0,2 x (-1)2+0,05 x (+1)2+0,05 x (-1)2] = 0,35 
 
c) KH2PO4 0,025 mol/L + Na2HPO4 0,025 mol/L. 
R: I = ½ [0,025 x (+1)2+0,025 x (-1)2+0,05 x (+1)2+0,025 x (-2)2] = 0,1 
 
d) FeSO4 0,040 mol/L. 
R: I = ½ [0,04 x(+2)2+0,04 x(-2)2] = 0,16 
 
e) (NH4)2CrO4 0,20 mol/L. 
R: I = ½ [0,4 x(+1)2+0,2 x(-2)2] = 0,6 
 
f) La(NO3)3 0,060 mol/L + Fe(NO3)3 0,030 mol/L. 
R: I=½[0,06x(+3)2+0,06x3x(-1)2+0,03x(+3)2+0,03x3 x(-1)2]=[0,54+0,18+0,27+0,09]/2=0,54 
 
8) Desconsiderando as variações de volume e sem efetuar cálculos, calcular a variação da força 
iônica (∆I) quando se adiciona quantidade estequiométrica de NaOH sobre: 
 
a) uma solução de cloreto de magnésio. 
Resposta: MgCl2+2NaOH ����Mg(OH)2(s)+2NaCl 
Antes (só cloreto de magnésio): I=[C(+2)2+2C(-1)2]/2=3C 
Após (só cloreto de sódio): I=[2C(+1)2+2C(-1)2]/2=2C 
∆∆∆∆I=3C–2C=C 
 
b) uma solução de ácido clorídrico. 
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Resposta: HCl+NaOH����NaCl+H2O 
Antes (só ácido clorídrico): I=[C(+1)2+C(-1)2]/2=CApós (só cloreto de sódio): I=[C(+1)2 +C(-1)2]/2=C 
∆∆∆∆I=C–C=0 
 
c) uma solução de ácido acético. 
Resposta: CH3COOH+NaOH����CH3COONa+H2O 
Antes: I=0 (só ácido acético que é eletrólito fraco e não contribui para I) 
Após (só acetato de sódio): I=[C(+1)2+C(-1)2]/2=C 
∆∆∆∆I=C–0=C 
 
9) Determinar pela Tabela de Kielland os coeficientes de atividade dos íons em equilíbrio com uma 
fase sólida de BaSO4 numa solução que contém KNO3 0,05 mol/L. 
Resposta: 
I = ½[(0,05(+1)2+0,05(-1)2] = 0,05 
Ko={Ba2+}x{SO42-}=[Ba2+]x[SO42-]x fBa2+x fSO4= 
- Kielland (tabelas 6 e 7): 
Bário: carga 2; a=5 ; I=0,05 fBa2+=0,465 
Sulfato: carga 2; a=4 I=0,05 fSO4==0,445 
 
10) Calcular o coeficiente médio de atividade do NaNO3 em solução aquosa 0,1 mol/L pelas diversas 
equações de cálculos de coeficientes de atividade. Compare cada resultado com o valor experimental 
para esta solução que é 0,762. 
Resposta: LLDH: f±=0,69; EDHL: f±=0,75; Davies: f±=0,82. Nessa força iônica (I=0,1) o valor que 
melhor se ajusta é o obtido com a ELDH. 
 
11) Calcular o coeficiente médio de atividade do MgCl2 em solução aquosa 0,1 mol/L pelas diversas 
equações de cálculos de coeficientes de atividade. Compare cada resultado com o valor experimental 
para esta solução que é 0,528. 
Resposta: LLDH: f±=0,28; EDHL: f±=0,436; Davies: f±=0,56. Nessa força iônica (I=0,3) o valor que 
tende a se ajustar melhor é o obtido com a equação de Davies. 
 
12) Encontrar o erro relativo introduzido quando se desconsidera a correção da constante de 
equilíbrio (de atividade para concentração) no cálculo da solubilidade molar de Ba(IO3)2 em uma 
solução de Mg(IO3)2 0,033 mol/L. O produto de solubilidade termodinâmico do iodato de bário é 
1,57x10-9 (exercício resolvido em aula). 
Resposta: 
Kos={Ba2+}x{IO3-}2=1,57x10-9 
Kos=[Ba2+]x[IO3-]2 fBa2+xf2IO3-=1,57x10-9 
Ks= Kos/fBa2+x f2IO3- 
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I= ½ {[Mg2+]x(2)2+[IO3-]x(1)2}=½{[0,033]x(2)2+[0,066]x(1)2}=0,1 
- Kielland (Tabelas 6 e 7): 
Bário: carga 2; a=5 ; I=0,1 fBa2+=0,38 
Iodato: carga 1; a=3; I=0,1 fIO3-=0,77 
- Não desconsiderando a força iônica, ou seja, fazendo a correção da constante cinética para 
I=0,1: 
Ks=1,57x10-9/(0,38)x(0,77)2 
Ks=6,97x10-9 
Ks=[Ba2+]x[IO3-]2 
[Ba2+]=s [IO3-]=[IO3-]Mg(IO3)2+2s≈≈≈≈[IO3-]Mg(IO3)2=2x0,033=0,066mol/L 
Ks=6,97x10-9=[Ba2+]x[0,066]2 
[Ba2+]=s=1,60x10-6 mol/L 
- Desconsiderando a força iônica (não corrigindo a constante cinética para I=0,1): 
Ks=[Ba2+]x[IO3-]2 
[Ba2+]=s [IO3-]=[IO3-]Mg(IO3)2+2s≈≈≈≈[IO3-]Mg(IO3)2=2x0,033=0,066mol/L 
Ks=1,57x10-9=[Ba2+]x[0,066]2 
[Ba2+]=s=3,60x10-6mol/L 
ER (Erro relativo)=[(1,6x10-6–3,6x10-7)/(1,6x10-6)]x100=77,5% 
 
13) Para uma solução que a força iônica é 5x10-2 mol/L, calcular a constante do produto de 
solubilidade. Dadas as constantes do produto de solubilidade termodinâmica e utilizando as Tabelas 
6 e 7 para os coeficientes de atividade no texto de apoio bibliográfico ou nos livros citados.
 Dados: KosAgSCN=1,1x10-12 KosLa(IO3)3=1,0x10-11 
 
a) AgSCN. 
Resposta: 
AgSCN ���� Ag++SCN- 
Kos={Ag+}x{SCN-}=1,1x10-12 
Kos=[Ag+]x[SCN-] fAg+xfSCN-=1,1x10-12 
Ks=Kos/fAg+x fSCN- 
- Na tabela de Kielland: 
Prata/tiocianato: Carga 1, a= 3 I=0,05 fAg+=fSCN-=0,805 
Ks=1,1x10-12/0,805x0,805 =1,6x10-12 
 
b) La(IO3)3. 
Resposta: 
La(IO3)3����La3++3IO3- 
Kos={La3+}x{IO3-}3=1,0x10-11 
Kos=[La3+]x[IO3-]3 fLa3+x f3IO3-=1,0x10-11 
Ks=Kos/ fLa3+ x f3IO3- 
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- Na tabela de Kielland: 
Lantânio: carga 3 a=9 I=0,05 fLa3+=0,245 
Iodato: carga 1 a= 3 I=0,05 fIO3-=0,815 
Ks=1,0x10-11/(0,815)3(0,245)=7,54x10-11 
 
14) Use as atividades para calcular a solubilidade molar do hidróxido de zinco em: 
Dado: Kos Zn(OH)2=3,0x10-16 (constante de equilíbrio termodinâmica) 
 
a) KCl 0,01 mol/L. 
Resposta: 
 Zn(OH)2(s)���� Zn2++2-OH 
 s 2s 
Kos={Zn2+}x{-OH}2=3,0x10-16 
Kos=[Zn2+]x[-OH]2 fZn2+ x f2-OH = 3,0 x10-16 
Ks=Kos/fZn2+ x f2-OH 
- Força iônica é dada por: KCl 0,01 mol/L���� I=½[0,01x(+1)2+0,01x(-1)2]=0,01 
- Na tabela de Kielland: fZn2+=0,675 f-OH=0,815 
Ks=3,0x10-16/(0,675)x(0,815)2=6,69x10-16 
Ks=6,69x10-16=[Zn2+]x[-OH]2=s(2s)2=4s3 
s=5,51x10-6mol/L 
 
b) K2SO4 0,0167 mol/L. 
Resposta: 
 Zn(OH)2(s)����Zn2++2-OH 
 s 2s 
Kos={Zn2+}x{-OH}2=3,0x10-16 
Kos=[Zn2+]x[-OH]2 fZn2+x f2-OH=3,0x10-16 
Ks=Kos/fZn2+ x f2-OH 
- K2SO4 0,0167 mol/L���� I=½[2x0,0167x(+1)2+0,0167x(-2)2]=[0,0334+0,0668]/2=0,0501∼∼∼∼0,05 
- Na tabela de Kielland: fZn2+=0,485 f-OH=0,805 
Ks=3,0x10-16/(0,485)x(0,805)2=9,55x10-16 
Ks=9,55x10-16=[Zn2+]x[-OH]2=sx(2s)2=4s3 
s=6,20x10-6mol/L 
 
c) A solução resultante da mistura de 20 mL de KOH 0,25mol/L com 80 mL de ZnCl2 0,025mol/L. 
Resposta: 
 2KOH+ZnCl2����Zn(OH)2(s)+2KCl 
I: 5 2 
R: -4 -2 _ +2 +4 
Eq: 1 0 2 4 
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[K+]=5/100=0,05mol/L 
[-OH]=1/100=0,01mol/L 
[Cl-]=4/100=0,04mol/L 
I=½[0,05x(+1)2+0,01(-1)2+0,04x(-1)2]=0,0515∼∼∼∼0,05 
- Na tabela de Kielland: fZn2+=0,485 f-OH=0,805 
Ks=3,0x10-16/(0,805)2x(0,485)=9,55x10-16 
Zn(OH)2(s)����Zn2++ 2-OH 
 s 2s+0,01 
Ks=9,55x10-16=[Zn2+]x[-OH]2=sx(2s+0,01)2=sx(0,01)2 s=9,55x10-12 mol/L 
 
d) A solução resultante da mistura de 20 mL de KOH 0,1mol/L com 80 mL de ZnCl2 0,025mol/L. 
Resposta: 
 2KOH+ZnCl2����Zn(OH)2(s)+2KCl 
I: 2 2 
R: -2 -1 +1 +2 
Eq: 0 1 1 2 
[Zn2+]=1/100=0,01 mol/L 
[K+]=2/100=0,02 mol/L 
[Cl-]=4/100=0,04 mol/L 
I =½[0,01x(+2)2+0,02x(+1)2+0,04x(-1)2]=0,05 
- Na tabela de Kielland: fZn2+=0,485 f-OH=0,805 
Ks=3,0x10-16/(0,805)2x(0,485)=9,55x10-16 
Zn(OH)2(s) ���� Zn2++2-OH 
 s+0,01 2s 
Ks=9,55x10-16=[Zn2+]x[-OH]2=(s+0,01)x(2s)2=(0,01)x(2s)2=0,04s2 
s=1,54x10-5mol/L 
 
15) Para uma solução onde a força iônica é 0,05 mol/L, corrigir o valor da constante, expressa em 
concentrações iônicas, para AgSCN, sabendo que a constante de equilíbrio termodinâmica é 
Kos=1,1x10-12mol/L. 
Resposta: Idem (14) a. 
AgSCN(s)����Ag++SCN- 
Kos={Ag+}x{SCN-}=1,1x10-12 
Kos=[Ag+]x[SCN-] fAg+xfSCN-=1,1x10-12 
Ks=Kos/fAg+xfSCN- 
I=0,05 - Na tabela de Kielland: fAg+=fSCN-=0,805 
Ks=1,1x10-12/0,805x0,805 =1,6x10-12. 
 
16) Calcular o produto de solubilidade para o cloreto de prata em soluções contendo eletrólitos fortes 
inertes em concentrações 0, 1, 2, 3, 4 e 5 mol/L, assumindo que os coeficientes de atividade 
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obedecem à equação de Davies. O valor extrapolado à força iônica zero é pKos=9,75. Faça a 
representação gráfica pKs versus força iônica. 
Sugestão: 
a) Kos=Ksx(f±)2 (aplicar – Log, e escrever a equação em função de pKs). 
b) Substituir acima – Log f± por [0,509√I/(1 + √I) – 0,2 I] (equação de Davies) 
Ou seja: pKs=9,75–1,08[√I/(1+√I)–0,2I)] 
c) Fazer a tabela/ fazer o gráfico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
R: Com o aumento da força iônica, a constante do produto de solubilidade aumenta (pKs diminui) até 
I=1; após, as interações mudam e o produto de solubilidade começa a diminuir (pKs aumenta). 
 
17) A constante de equilíbrio termodinâmica da 2ª dissociação do H3PO4 é pKoa2=7,198, em força 
iônica zero. Corrigir o valor desta constante para uma solução tampão de fosfato equimolar de 
concentração total 0,05 mol/L, composta pelos respectivos sais dissódico e monopotássico? 
−
=+
=
γ
γγ .
22
0
aa KK 
Deve-se calcular a força iônica para obteros coeficientes de atividade. Assim: 
Resposta: 
 KH2PO4����K++H2PO4- 
 0,025 0,025 
 Na2HPO4����2Na++HPO4= 
 0,05 0,025 
1
2
4
2
42
22
1,0
2
])2]([)1]([)1]([)1]([
−
=−++
=
−+−++++
= molLHPOPOHNaKI 
Substituindo na expressão de equilíbrio a constante (pKa2=7,198) e os valores dos coeficientes 
de atividade tabelados em força iônica 0,1 mol L-1. 
- Da tabela de Kielland: f+=0,830 f-=0,770 e f= =0,355 
)770,0(
)355,0).(830,0(10
2
198,7
aK=
−
 ���� Ka2=10-6,781 
 
I (mol/L) pKs 
0 9,75 
1 9,41 
2 9,55 
3 9,71 
4 9,82 
5 9,91 0 1 2 3 4 59,4
9,5
9,6
9,7
9,8
9,9
10,0
pK
s
I
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18) No caso do cloreto de prata, sólido, ao combinar-se com 3 íons Cl-, formando o complexo AgCl4-3 
(Ks4), o aumento da força iônica favorece a solubilização do AgCl, como acontece quando se corrige 
a constante do produto de solubilidade do AgCl? 
Sugestão: Observar os resultados do problema 20 e responder. 
Resposta: A solubilidade aumenta com o aumento da força iônica porque o coeficiente de 
atividade diminui e, consequentemente, Ks aumenta. Idem acontece com a formação de 
complexo, pois em excesso de cloreto há formação de cloro - complexos e para isso acontecer 
tem que haver solubilização do precipitado de AgCl. 
 
19) Calcule a solubilidade exata do cloreto de prata em solução de KCl 0,1 mol/L. As constantes de 
formação abaixo foram medidas em força iônica 0,2 mol/L. 
Resposta: 2,8x10-6mol/L. 
Sugestão: A resolução deste problema envolve conhecimentos que vocês não têm. Assim, vou 
fazer várias sugestões, que devem ser seguidas à risca. 
1- Escrever todas as reações envolvidas na solubilidade de cloreto de prata em HCl. Há formação de 
precipitado de cloreto de prata, de cloreto de prata em solução, e de formação de três cloro-
complexos de prata. 
2- As reações devem ser escritas a partir da dissolução de coreto de prata: 
(1) AgCl(s)�Ag++Cl- 
(2) AgCl(s)�AgCl(aq) 
(3) AgCl(s)+Cl-�AgCl2- 
(4) AgCl(s)+2Cl-�AgCl32- 
(5) AgCl(s)+3Cl-�AgCl43- 
Onde as constantes à força iônica 0,2mol/L, respectivamente, são: 
Ks0=3,8x10-10; Ks1=2,5x10-7; Ks2=2,0x10-5; Ks3=4,0x10-5; Ks4=3,0x10-4 
3- Faça a devida correção de cada constante de equilíbrio. Esta é a parte mais difícil. 
Para fazer a correção precisamos calcular o coeficiente de atividade a partir da Equação de Davies. 
Considerando íons de carga 1, 2 e 3, tem-se a tabela: 
Carga do íon (+) ou (-) I = 0,1mol/L I = 0,2mol/L 
1 0,772 0,728 
2 0,360 0,280 
3 0,097 0,058 
 
- Correção das constantes de equilíbrio: 
(1) AgCl(s)����Ag++Cl- 
Koso=[Ag+]x[Cl-]x(f±)2=Ksox(f+)x(f-) 
- A partir de I=0,2 mol/L, calcular Koso, a constante a I=0 
Koso=3,8x10-10x(0,728)2 Koso=2,014x10-10 
- Conhecendo Koso, calcular Kso em I= 0,1mol/L 
Koso=[Ag+]x[Cl-]x(f±)2=Ksox(f+)x(f-) 
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Kso=2,014 x 10-10/(0,772)2 
Kso=3,28x10-10 (I=0,1) 
(2) AgCl(s)����AgCl(aq) 
Considerando que o coeficiente da atividade de atividade de não-eletrólito quase não varia em força 
iônica menor que 0,5 mol/L, tem-se que fAgClAq=1. 
Tem-se que: Ks1(I=0,1)≅Ks1(I=0,2) Ks1=2,5x10-7 
(3) AgCl(s)+Cl-����AgCl2- 
Kos2=[AgCl2-]xfAgCl2-/[Cl-]xfCl- 
Kos2=Ks2xfAgCl2-/fCl- 
Como os coeficientes de atividade de dois íons de mesma carga são praticamente iguais, pode-se 
dizer que: fAgCl2-=fCl-, e assim, Ks2 é independente da força iônica. 
Tem-se que: Kos2=Ks2(I=0,1)≅Ks2(I=0,2) Ks1=2,0x10-5 
(4) AgCl(s)+2Cl-����AgCl32- 
Kos3=Ks3xfAgCl32-/(fCl-)2 
Equacionando a expressão para Ks3 para as duas forças iônicas, 0,1mol/L e 0,2 mol/L, e utilizando a 
tabela dada no início do problema, tem-se: 
4x10-5x(0,28)/(0,728)2=Ks3(0,36)/(0,772)2 Ks3=3,5x10-5 
(5) AgCl(s)+3Cl-����AgCl43- 
Idem (4). Fazer. Resp: Ks4=2,82 x10-6 
4- Considerar que a solubilidade exata é o somatório das concentrações de Ag+ (ou seja, prata livre e 
os cloro-complexos de prata). 
S=[Ag+]+[AgClaq]+[AgCl2-]+[AgCl32-]+[AgCl43-] (constantes em função da concentração) 
S=Kso/[Cl-]+Ks1+Ks2[Cl-]+Ks3[Cl-]2+Ks4[Cl-]3 
Como [Cl-] = 0,1mol/L, substituindo, tem-se: 
S= 2,8 x 10-6 mol/L 
Observação: Difícil, não??????? Cris 
 
20) Kohlrausch mediu a condutância específica k de uma água ultra-pura, que foi k=0,055x10-6 S/cm. 
Utilizando as condutividades iônicas molares à diluição infinita, calcular o produto iônico da água. 
Dados: λo(H3O+)=349,85 Scm2/mol λo(-OH)=197,6Scm2/mol 
Resposta: Como a Concentração molar da água pura é: C=1,0Lx1000g/18g/mol=55,5 mol/L 
ΛΛΛΛ=1000x0,055x10-6/55,5=9,9x10-7 Scm2/mol 
ΛΛΛΛo(H2O)=λλλλo(H3O+)+λλλλo(-OH)=349,85+197,6=547,45 Scm2/mol 
αααα=ΛΛΛΛ/ΛΛΛΛo=9,9x10-7/547,45=1,81x10-9 
[H3O+]=[-OH]=ααααC=55,5x1,81x10-9=1,0x10-7mol/L 
K[H2O]=Kw=[H3O+]x[-OH] 
Kw=1,0x10-14 
 
21) Calcular a constante do produto de solubilidade do iodeto plumboso sabendo-se que em solução 
aquosa saturada desse sal pouco solúvel, a condutividade específica medida a 25oC, k, foi igual a 
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0,0004523S/cm (452,3µS/cm), e que as condutividades iônica iônicas equivalentes são: 
λo(Pb2+)=69,5Scm2/Eq e λo(I-)=76,8Scm2/Eq 
Resposta: Nesse caso, como se trata de um composto pouco solúvel, pode se considerar que 
a condutividade equivalente à diluição infinita (ΛΛΛΛo) igual à condutividade equivalente calculada 
a partir da medida da condutância específica (ΛΛΛΛ). 
ΛΛΛΛ~ΛΛΛΛo(PbI2)=λλλλo(Pb2+)+λλλλo(I-)=69,5+76,8=146,3Scm2/Eq=146,3Scm2/Eq 
E pode-se calcular C na solução, que é igual à solubilidade, S, do PbI2, em Eq/L 
Assim, C=1000k/ΛΛΛΛo(PbI2)=1000x0,0004523/146,3=3,08x10-3Eq/L 
Como Eqg=mol/2, ou seja, 2Eqg=mol, que equivale a dizer que o mol=1/2Eqg 
S(PbI2)=(3,08x10-3Eq/L)/2=1,54x10-3mol/L 
PbI2����Pb2++2I- 
 -s +s +2s 
Ks=[Pb2+]x[I-]2 
Ks=4s3=4(1,54x10-3)3=1,46x10-8 
Observação: A constante do produto de solubilidade tabelada do iodeto plumboso é um pouco 
menor (7,1x10-9). Na prática, não se deve calcular o produto iônico em solução aquosa, e sim, 
adicionar álcool à solução para reduzir bastante a solubilidade do sal, e então fazer a medida 
de condutância na solução de interesse. 
 
22) Que afirmações são verdadeiras? 
O coeficiente de atividade (em uma faixa de força iônica de 0 a 0,1) diminui com..... 
(a) .... o aumento da força iônica. 
(b) .... o aumento da carga do íon. 
(c) .... a diminuição do raio hidratado do íon. 
Justifique sua resposta utilizando a equação EDHL. 
Ia
I
zzLogf
328,01
509,0
+−+
=− ± 
Resposta: As três afirmativas estão corretas, basta ver a equação acima, em que o Logf (valor 
negativo) varia inversamente da força iônica e com a carga do íon e diretamente com o raio 
iônico hidratado. 
 
23) Calcular o coeficiente de atividade dos íons abaixo utilizando a equação empírica ELDH. 
Comparar os resultados com a Tabela de Kielland (interpolar quando o valor de força iônica não 
estiver presente na Tabela de Kielland). 
(a) H3O+ em I=0,025. Resposta: 0,88 
(b) Zn2+ em I=0,083. Resposta: 0,42 
(c) Al3+ em I=0,083. Resposta: 0,19 
(d) SO42- em I=0,1 Resposta: 0,35 
(e) ClO4- em I=0,05 Resposta: 0,81 
 
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24) Por que a solubilidade de um composto iônico pouco solúvel aumenta com o aumento da força 
iônica? Considerar força iônica até 0,1. 
Resposta: Com o aumento da força iônica há um aumento da atmosfera iônica em volta dos 
íons do composto iônico diminuindo a interação entre esses íons e o precipitado; com isso, 
para tentar restabelecer o equilíbrio, o precipitado se dissolve mais (aumentaa solubilidade do 
composto pouco solúvel). 
 
25) Explicar as seguintes observações: 
 
(a) Mg2+ tem raio de hidratação maior que Ba2+. 
Resposta: O Mg2+ é um íon pequeno comparado ao Ba2+. Como os dois têm mesma carga, o 
menor (Mg2+) tem maior densidade de carga, logo vai atrair mais moléculas de água, ou seja, 
terá raio de hidratação maior. 
 
(b) O raio de hidratação decresce na ordem Sn4+>In3+>Cd2+>Rb+. 
Resposta: Estes cátions são do mesmo período na TP, sendo que o Rb+ tem a menor 
densidade carga e o Sn4+ tem a maior densidade de carga. Logo, o Sn4+ vai atrair mais 
moléculas de água, e terá um raio de hidratação maior. 
 
26) Determinar a atividade (e não o coeficiente de atividade) do cátion tetrapropilamônio, (C3H7)4N+, 
em um solução de (C3H7)4N+Br- 0,005 mol/L mais (CH3)4N+Cl- 0,005 mol/L. 
Resposta: (C3H7)4N+Br-����(C3H7)4N++Br- 
 0,005 0,005 
(CH3)4N+Cl-����(CH3)4N++Cl- 
 0,005 0,005 
01,0
2
])1]([)1]()[()1]([)1](N)H(C[ 224322+473
=
−+++−++
=
−+− ClNCHBrI 
(C3H7)4N+: carga: 1 a=8 f=0,912 
{(C3H7)4N+}=0,005x0,912=0,00456mol/L 
 
27) Dada a constante de equilíbrio termodinâmica do AgSCN igual a 1,1x10-12, fazer a correção da 
constante de equilíbrio termodinâmica e calcular: 
(a) A solubilidade molar do AgSCN em KNO3 0,06mol/L. Resposta: 1,3x10-6mol/L 
(b) A solubilidade molar do AgSCN em KSCN 0,06mol/L. Resposta: 2,9x10-11mol/L 
 
28) Dada a constante de equilíbrio termodinâmica do Mn(OH)2 igual a 1,6x10-13, fazer a correção da 
constante de equilíbrio termodinâmica e calcular a concentração molar de hidroxila em uma solução 
de NaClO4 0,075mol/L saturada com hidróxido de Mn(II). Resposta: [-OH]=1,1x10-4mol/L 
 
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29) Dado o produto iônico termodinâmico da água, calcular o pH e a concentração molar de H3O+ em 
uma solução de LiBr 0,05mol/L. Resposta: [H3O+]=1,2x10-7mol/L; pH= 6,99 
 
30) 40,0 mL de uma solução de nitrato mercuroso 0,040mol/L foram titulados por 60,0 mL de KI 
0,1mol/L, precipitando Hg2I2 (Kso=1,1x10-28). Calcular: 
- O volume de KI para se atingir o ponto estequiométrico da titulação. Resposta: 32,0 mL. 
- A força iônica da solução quando são adicionados 60,0 mL de KI. Resposta: I=0,06 
- Utilizando a correção da constante de equilíbrio, calcular pHg22+(=-Log{Hg22+}) para o item acima. 
Resposta: 24,65. 
 
31) Faça a interpolação adequada utilizando a tabela de Kielland para encontrar o coeficiente de 
atividade de H3O+ em I=0,003. Comparar o resultado com o calculado coeficiente de atividade 
calculado pela ELDH. 
I F 
0,001 0,967 
0,003 X 
0,005 0,933 
 
Resposta: 0,005-0,001/0,005-0,003=0,933-0,967/0,933-X 
2(0,933-X)=-0,034 
1,866-2X=-0,034 
1,9=2X 
X=0,95 Comparando com f calculado pela ELDH = 0,946 (ER≈≈≈≈0,4%). 
 
32) Faça a interpolação adequada utilizando a tabela de Kielland para encontrar o coeficiente de 
atividade de Zn2+ em I=0,083. Comparar o resultado com o calculado coeficiente de atividade 
calculado pela ELDH. 
I F 
0,05 0,485 
0,087 X 
0,1 0,405 
 
Resposta: 0,1-0,05/0,1-0,087=0,405-0,485/0,405-X 
3,846(0,405-X)=-0,08 
1,56-3,846X=-0,08 
1,64=3,846X 
X=0,43 Comparando com f calculado pela ELDH = 0,42 (ER≈≈≈≈2%). 
 
(32) A constante de equilíbrio da dissolução de um composto não-iônico (tal como éter dietílico – 
CH3CH2OCH2CH3) em água é escrita como: 
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éter(líq)� éter(aq) 
e 
Ko={éter(aq)} ou Ko=[éter(aq)]xféter ou Ko=Kxféter 
Em força iônica baixa, f≈1 para todos os compostos não iônicos (Ko=K). Em força iônica elevada 
(f>1), o éter e a maioria das moléculas tornam-se menos solúveis. O coeficiente de atividade do éter 
aumenta ou diminui em força iônica elevada? Explicar. 
Resposta: 
Ko=[éter(aq)]xféter 
Ko=Kxféter 
Quando f>1 (concentração alta de eletrólito forte), a molécula de éter e a maioria das 
moléculas tornam-se menos solúveis (“precipitam”) porque a água da solução estará na esfera 
de hidratação dos íons, “tendo menos água livre”. Assim, se a constante de equilíbrio 
termodinâmica não muda, se [éter(aq)] diminui, a constante de equilíbrio cinética (K) diminui, 
então f tem que ser maior que 1.