9a Lista - Equilíbrio ácido e base

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Questão 01: A concentração de HCl no ácido clorídrico foi reduzida a 12% de seu valor inicial por diluição. Qual a diferença de pH das duas soluções?
 
Questão 02: O valor de Kw da água na temperatura do corpo (37o C) é 2,1.10 -14.
a) Qual a molaridade dos íons H3O+ e o pH na água neutra em 37o C?
b) Qual a molaridade de OH_ na água neutra em 37o C?
Questão 03: Calcule a molaridade inicial de Ba(OH)2 e as molaridades de Ba2+, OH_ e H3O+ em 0,1 L de uma solução em água que contém 0,43 g de Ba(OH)2. 
Questão 04: Um técnico de laboratório descuidado quer preparar 200,0 mLde uma solução 0,025 M de HCl (aq), mas usa um balão volumétrico de 250 mL.
a) Qual seria o pH da solução desejada?
b) Qual foi o pH da solução efetivamente preparada?
 
Questão 05: Calcule o pH e pOH de cada uma das seguintes soluções de ácido ou base forte em água.
a) 0,0146 M HNO3(aq).
b) 0,11 M HCl(aq).
c) 0,0092 M Ba(OH)2 (aq). 
d) 200 mL uma solução 0,175 M KOH após dissolução até 500 mL.
e) 13,6 mg de NaOH dissolvidos em 0,350 L.
f) 75 mL 3,5.10-4 M de HBr depois de dissolução até 0,500 L.
Questão 06: Por qual fator [H+] muda para uma variação de pH de:
a) 2,00 unidades;
b) 0,50 unidades?
Questão 07: Se NaOH é adicionado à água, como [H+] varia? Como o pH varia (a)? Use as marcas de referência de pH na Figura abaixo para calcular o pH de uma solução com [H+] = 0,00003 mol/L. A solução é ácida ou básica (b)? Se o pH = 7,8, faça primeiro a estimativa e depois calcule as concentrações em quantidade de matéria de H+ (aq) e de OH– (aq) na solução (c).
Questão 08: O pH médio normal do sangue arterial é 7,40. A temperatura normal do corpo (36ºC), Kw = 2,4 x 10-14. Calcule [H+] e [OH–] para o sangue a essa temperatura.
Questão 09: Complete a seguinte tabela calculando os itens que estão faltando e indique se a solução é ácida ou básica.
	[H+] (mol/L)
	[OH-] (mol/L)
	pH
	pOH
	Ácida ou básica?
	7,5 x 10–3 
	
	
	
	
	
	3,6 x 10–10
	
	
	
	
	
	8,25
	
	
	
	
	
	5,70
	
Questão 10: Calcule o pH de cada uma das seguintes soluções de ácido forte:
a) 8,5 x 10-3 mol/L de HBr;
b) 1,52g de HNO3 em 575 mL de solução;
c) 5,00 mL de 0,250 mol/L de HCIO4 diluído para 50,0mL;
d) uma solução formada pela mistura de 10,0 mL de 0,100 mol/L de HBr com 20,0 mL de 0,200 mol/L de HCI.
Questão 11: Calcule [OH–] e o pH para:
a) 15 x 10–3 mol/L de Sr(OH)2;
b) 2,250g de LiOH em 250,0 mL de solução;
c) 1,00 mL de 0,175 mol/L de NaOH diluído para 2,00L;
d) uma solução formada pela adição de 5,00 mL de 0,105 mol/L de KOH a 15,0 mL de Ca(OH)2 9,5x10–2 mol/L.
Questão 12: Calcule a concentração de uma solução aquosa de NaOH que tem um pH de 11,50.
Questão 13: Calcule o pH de uma solução preparada pela adição de 15,00g de hidreto de sódio (NaH) em água suficiente para perfazer 2,500 L de solução.
Questão 14: Escreva a equação química e a expressão de Ka para a ionização de cada um dos seguintes ácidos em solução aquosa. Primeiro mostre a reação com H+ (aq) como um produto e, em seguida, com o íon hidrônio:
a) HBrO2; b) HC3H5O2
Questão 15: O ácido lático (HC3H5O3) tem um hidrogênio ácido. Uma solução de 0,10 mol/L de ácido lático tem um pH de 2,44. Calcule o Ka.
Questão 16: Uma solução de um ácido fraco 0,200 mol/L de HA é 9,4% ionizada. Usando essa informação, calcule [H+], [A–], [HA] e Ka para HA.
Questão 17: Uma amostra específica de vinagre tem um pH de 2,90. Supondo que o ácido acético seja o único ácido que o vinagre contém (Ka = 1,8 x 10–4), calcule a concentração de ácido acético no vinagre.
Questão 18: A constante de dissociação ácida para o ácido benzóico (HC7H5O2) é 6,3 x 10–5. Calcule as concentrações no equilíbrio de H3O, C7H5O2 e HC7H5O2 na solução quando a concentração inicial de HC7H5O2 for 0,050 mol/L.
Questão 19: Calcule o pH de cada uma das seguintes soluções.
a) 0,095 mol/L de ácido propiônico (HC3H5O2); Ka = 1,27 x 10–4
b) 0,100 mol/L de íon hidrogenocromato (HCrO4–); Ka = 2,89 x 10–7
c) 0,120 mol/L de piridina (C5H5N). Kb = 1,63 x 10–9
Questão 20: A sacarina, um substituto do açúcar, é um ácido fraco com pKa = 2,32 a 25ºC. Ela se ioniza em solução aquosa como segue: HNC7H4SO3 (aq) ( H+ (aq) + NC7H4SO3– (aq)
Qual é o pH de uma solução de 0,10mol/L dessa substância?
Questão 21: Calcule a porcentagem de ionização do ácido hidrazóico (HN3) em soluções com cada uma das seguintes concentrações. Ka = 1,96 x 10–5
a) 0,400mol/L;
b) 0,100mol/L; 
c) 0,040mol/L.
Questão 22: O ácido cítrico, o qual está presente em frutas cítricas, é um ácido triprótico (Ka 1 = 7,4.10–4; Ka2 = 1,7.10–5 e Ka 3 = 4,0.10–7 ). Calcule o pH e a concentração do íon citrato (C6H5O7 3-) para uma solução de 0,050 mol/L de ácido cítrico. Explique quaisquer aproximações ou suposições que você venha a fazer em seus cálculos.
Questão 23: Escreva a equação química e a expressão de Kb para a ionização de cada uma das seguintes bases em solução aquosa:
a) dimetilamina, (CH3)2NH;
b) íon carbonato, CO32–;
c) íon formato, CHO2.
Questão 24: Calcule a concentração em quantidade de matéria de íons OH– em uma solução de 0,075 mol/L de etilamina (C2H5NH2) (Kb = 6,4 x 10–4). Calcule o pH dessa solução.
Questão 25: A efedrina, um estimulante do sistema nervoso central, é usado em borrifadores nasais como um descongestionante. Esse composto é uma base orgânica fraca:
C10H15ON(aq) + H2O(l) ( C10H15ONH+(aq) + OH– (aq)
Uma solução de 0,035 mol/L de efedrina tem pH de 11,33.
a) Quais são as concentrações no equilíbrio de C10H15ON, C10H15ONH+ e OH–?
b) Calcule Kb para a efedrina. 
Respostas:
Questão 01: 0,92
Questão 02: a) 1,4 x 10–7 mol/L, pH = 6,8 b) 1,4 x 10–7 mol/L
Questão 03: [Ba2+] = 2,5 x 10–2 mol/L; [OH–] = 5,0 x 10–2 mol/L e [H3O+] = 2,0 x 10–13 mol/L; 
Questão 04: a) 1,6 b) 1,7.
Questão 05: a) pH = 1,84 e pOH = 12,16; b) pH = 0,96 e pOH = 13,06; c) pH = 12,26 e pOH = 1,74; ; d) pH = 10,85 e pOH = 3,15; 
Questão 06: (a) [H+] varia de um fator de 100. (b) [H+] varia de um fator de 3,2
Questão 07: (a) [H+] diminui, o pH aumenta (b) o pH está entre 4 e 5. Calculando-se, o pH= 4,5; a solução é ácida. (c) O pH= 7,8 está entre 7 e 8, mais próximo de 8. Uma boa estimativa é 310–8 mol/L de H+ e 7.10–7 mol/L de OH–. Calculando-se, [H+] = 2.10–8 mol/L de H+; [OH–] = 6.10–7 mol/L de OH–.
Questão 08: [H+] = 4,0.10–8 mol/L, [OH–] = 6,0.10–7 mol/L
Questão 09: 
	[H+] (mol/L)
	[OH-] (mol/L)
	pH
	pOH
	Ácida ou básica?
	7,5 x 10–3 
	1,3 x 10–12
	2,12
	11,88
	ácida
	2,8 x 10–5
	3,6 x 10–10
	4,56
	9,44
	ácida
	5,6 x 10–9
	1,8 x 10–6
	8,25
	5,75
	básica
	5,0 x 10–9
	2,0 x 10–8
	8,30
	5,70
	básica
Questão 10: a) [H+] = 8,5 x 10–3 mol/L, pH = 2,07 b) [H+] = 0,0419 mol/L, pH = 1,377 c) [H+] = 0,0250 mol/L, pH = 1,602 d) [H+] = 0,167 mol/L, pH = 0,778
Questão 11: a) [OH–] = 3,0 x 10–3 mol/L, pH = 11,48 b) [OH–] = 0,3758 mol/L, pH = 13,5750 c) [OH–] = 8,75 x 10–5 mol/L, pH = 9,942 d) [OH–] = 0,17 mol/L,
pH = 13,23
Questão 12: 3,2 x 10–3 mol/L de NaOH 
Questão 13: pH = 13,400 
Questão 14: a) HBrO2(aq) ( H+(aq) + BrO2–(aq), Ka = [H+].[BrO2–] / [HBrO2];
 HBrO2(aq) + H2O(l) ( H3O+(aq) + BrO2–(aq), Ka = [H3O+][BrO2–] / [HBrO2]
b) HC3H5O(aq) ( H+(aq) + C3H5O2–(aq), Ka = [H+].[C3H5O2–] / [HC3H5O2];
HC3H5O2(aq) + H2O(l) ( H3O+(aq) + C3H5O2–(aq), Ka = [H3O+].[ C3H5O2–] / [ HC3H5O2]
Questão 15: Ka = 1,4 x 10–4.
Questão 16: [H+] = [X–] = 0,019 mol/L, [HX] = 0,181 mol/L, Ka = 2,0 x 10–3.
Questão 17: 0,089mol/L de HC2H3O2.
Questão 18: [H+] = [C7H5O2–] = 1,8 x 10–3 mol/L, [HC7H5O2] = 0,048 mol/L
Questão 19: a) [H+] = 1,1 x 10–3 mol/L, pH = 2,95 b) [H+] = 1,7 x 10–4 mol/L, pH = 3,76 c) [OH–] = 1,4 x 10–5 mol/L, pH = 9,15
Questão 20: [H+] = 2,0 x 10–2 mol/L, pH = 1,71
Questão 21: a) [H+] = 2,8 x 10–3 mol/L, 0,69% de ionização. b) [H+] = 1,4 x 10–3 mol/L, 1,4% de ionização. c) [H+] = 8,7 x 10–4 mol/L, 2,2% de ionização.
Questão 22: [H+] = 5,72 x 10–3 mol/L, pH = 2,24, [HC6H5O73–] = 1,2 x 10–9 mol/L. A aproximação de que a primeira energia de ionização é menor do que 5% da concentração total do ácido não é válida; a equação de primeiro grau deve ser resolvida. [H+] produzida a partir da segunda e terceira ionizações é pequena em relação àquela presente na primeira etapa; a segunda e terceira ionizações podem ser desprezadas quando se calcula [H+] e o pH.
Questão 23: a) (CH3)2NH(aq) + H2O(l) ( (CH3)2NH2+(aq) + OH–(aq); Kb = [(CH3)2NH2+][OH–] / [(CH3)2NH].
b) CO32–(aq) + H2O(l) ( HCO3–(aq) + OH–(aq); Kb = [HCO3–][OH–] / [CO32–]
c) CHO2–(aq) + H2O(l) ( HCHO2(aq) + OH–(aq); Kb = [HCHO2][OH–] / [CHO2–] 
Questão 24: A partir da fórmula da equação de segundo grau, [OH–] = 6,6 x 10–3 mol/L, pH = 11,82. 
Questão 25: (a) [C10H15ON] = 0,033 mol/L, [C10H15ONH+] = [OH–] = 2,1 x 10–3 mol/L 
b) Kb = 1,4 x 10–4.
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