Lista de exercícios com Gabarito - Química Analítica

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4-1. Defina:
Milimol
O milimol é a quantidade de uma espécie elementar, como um átomo, um íon, uma molécula ou um elétron, que contém 6,02 x 1020 unidades
6,02 x 1023 partículas/mol x 10-3 mol/milimol
= 6,02 x 1020 partículas / milimol
Massa molar.
É a massa em gramas de 1 mol da substancia e é calculada pela soma das massas atômicas de todas as substancias que estão contidas na formula química.
Exemplo: Glicose (C6H12O) C= 6 x 12= 72
				 H=12 x 1= 12
				 O= 6 x 16= 96
				 180 g/mol
 (c) massa milimolar.
A massa milimolar de uma espécie é a massa em gramas de um milimol da espécie.
(d) partes por milhão.
É a razão da massa do soluto pelo volume da solução, e é utilizado para calcular a concentração de soluções muito diluídas.
	Cppm = massa do soluto (mg) x 106 ppm
 volume da solução(L)
4.3 – Dê dois exemplos de unidades com origem em unidades fundamentais SI.
O litro, que é a unidade SI para volume, é definido como:
1 L = 10-3 m3 
O mol que no SI determina a quantidade de substância, é assim definido:
1 mol L-1 = 
4.5 – Quantos íons Na + estão contidos em 5, 43 g de Na3PO4 ?
Na3 + P + O4 
22,9898x3 + 30,9738 + 15, 9994x 4 = 163,9408
164g de Na3PO4 ------------------- 3x6,02x1023 íons Na+
5,43g de Na3PO4 ------------------ X íons Na+
164X = 9,806x1024
X = 0,0597x1024
X = 5,97x1022 íons Na+
4.16 Calcule a concentração molar iônica do H3O+ em uma solução que tem uma pH de:
a) 4,76
pH= -log[H3O+]
4,76= -log[H3O+]
[H3O+]= 10-4,76
[H3O+]= 1,73x10-5mol/L
b) 4,58
pH= -log[H3O+]
4,58= -log[H3O+]
[H3O+]= 10-4,58
[H3O+]=2,63x10-5 mol/L
c) 0,52
pH= -log[H3O+]
0,52= -log[H3O+]
[H3O+]= 10-0,52
[H3O+]=0,30 mol/L
d) 13,62
pH= -log[H3O+]
13,62= -log[H3O+]
[H3O+]= 10-13,62
[H3O+]=2,39x10-14 mol/L
e) 7,32
pH= -log[H3O+]
7,32= -log[H3O+]
[H3O+]= 10-7,32
[H3O+]=4,78x10-8 mol/L
f) 5,76
pH= -log[H3O+]
5,76= -log[H3O+]
[H3O+]= 10-5,76
[H3O+]=1,73x10-6 mol/L
g) -0,31
pH= -log[H3O+]
-0,31= -log[H3O+]
[H3O+]= 10-(-0,31)
[H3O+]=2,04 mol/L
h) -0,52
pH= -log[H3O+]
-0,52= -log[H3O+]
[H3O+]= 10-(-0,52)
[H3O+]=3,31 mol/L
4-18. Converta as p-funções dadas a seguir para concentrações molares
(a) pH = 9,67.
[H3O] = 2,14 x 10-10 mol L-1
(b) pOH = 0,135.
[OH] = 0,73 mol L-1
(c) pBr = 0,034.
[Br] = 0,92 mol L-1
(d) pCa = 12,35.
[Ca] = 4,47 x 10-13 mol L-1 
(e) pLi = -0,221.
[Li] = 1,66 mol L-1
(f ) pNO3 = 7,77.
[NO3] = 1,6 x 10-8 mol L-1
(g) pMn = 0,0025.
[Mn] = 0,99 mol L-1
(h) pCl = 1,020.
[Cl] = 0,095 mol L-1
5-1. Explique a diferença entre
(a) Erro constante e proporcional.
O erro constante não muda a grandeza, mas aumentar o tamanho da amostra até que o erro se torne aceitável. A maioria dos fatores contribuintes do erro aleatório não pode ser claramente identificada. Mesmo que possamos identificar as fontes de incertezas, geralmente é impossível medi-las, porque a maioria delas é tão pequena que não podem ser detectadas individualmente.
A dimensão desse erro proporcional é determinada pela fração da contaminação devido a uma substancia, a qual é independente do tamanho da amostra tomada para a análise
(b) Erro aleatório e sistemático.
Os erros aleatórios são provocados por muitas variáveis incontroláveis que são parte inevitável de toda análise.
Os erros sistemáticos têm um valor definido e uma causa identificável e são da mesma ordem de grandeza para réplicas de medidas realizadas de maneira semelhante.
(c) Média e mediana.
A medida mais amplamente usada como valor central é a média. , x. A média, também chamada média aritmética, ou simplesmente a média, é obtida pela divisão da soma das réplicas de medidas pelo número de medidas do conjunto:
A mediana é o resultado central quando as réplicas de dados são organizadas de acordo com uma sequência crescente ou decrescente de valores.
(d) Erro absoluto e relativo.
O erro absoluto de uma medida é a diferença entre o valor medido e o valor verdadeiro.
O erro relativo de uma medida é o erro absoluto dividido pelo valor verdadeiro.
5.3 - Cite três tipos de erros sistemáticos?
Erros instrumentais, erros de método e erros pessoais.
5.5 – Descreva pelo menos três maneiras pelas quais um erro sistemático pode ocorrer durante o uso de uma pipeta para transferir um volume conhecido de um líquido.
Calibração incorreta da pipeta;
Temperatura diferente da temperatura de calibração;
Preenchimento incorreto da pipeta (acima ou abaixo da marca).
5-7. Que tipos de erros sistemáticos são detectados por meio da variação do tamanho da amostra?
Erros constantes: tornam-se mais críticos à medida que a grandeza da quantidade medida diminui. Como exemplo tem-se o excesso de reagente requerido para provocar a mudança de cor durante uma titulação. Uma forma de reduzir o efeito do erro, é aumentado o tamanho da amostra ate que o erro se torne aceitável;
Erros proporcionais: são comuns quando há presença de interferentes ou contaminantes na amostra; a dimensão desse erro é determinada pela fração da contaminação do interferente.
5.11 – Uma perda de 0,4 mg de Zn ocorre durante uma análise envolvendo este elemento. Calcule o erro porcentual relativo devido a essa perda se o peso de Zn na amostra for.
(a) 40 mg.
Er = xi – xv X 100%
 xv
Er = 39,6 – 40 X 100%
 40
Er = -1%
(b) 175 mg.
Er = xi – xv X 100%
 xv
Er = 174,6 – 175 X 100%
 175 
Er = -0,2%
(c) 400 mg. 
Er = xi – xv X 100%
 xv
Er = 399,6 – 400 X 100%
 400
Er = -0,1%
(d) 600 mg. 
Er = xi – xv X 100%
 xv
Er = 599,6 – 600 X 100%
 600
Er = -0,06%
6.1 – Defina 
a) Intervalo ou faixa.
A diferença numérica entre o maior e o menor valor.
b) Coeficiente de variação.
Segundo Skoog (p.113) o coeficiente de variação é também conhecido como desvio padrão relativo de porcentual (DPR%) que é o desvio relativo multiplicado por 100%,ou seja, é o desvio padrão relativo em termos porcentuais
c) Algarismos significativos.
Todos os dígitos conhecidos com certeza mais o primeiro dígito incerto.
d)Distribuição gaussiana.
É aquela que apresenta uma distribuição simétrica dos dados em torno da média de um conjunto infinito de dados.
6.2 – Diferencie entre:
(a) Desvio padrão de uma amostra e variância de uma amostra.
O desvio padrão da amostra é:
Na p.108, Skoog define como a variância da amostra como uma estimativa da variância da população e é definida como s2.
(b) Média da população e média da amostra.
Segundo Skoog, 2010, p.104, a média da amostra x é a média aritmética de uma amostra limitada retirada de uma população de dados e é definida como a soma dos valores medidos dividida pelo número de medidas. Já a média da população μ, em contraste, é a verdadeira média para a população. Assim Skoog, 2010, p.105 ressalta que para enfatizar a diferença entre as duas médias, x difere de μ porque um pequeno número de dados pode não representar exatamente sua população. 
(c) Exatidão e precisão.
A exatidão representa a concordância entre o valor medido e o valor real ou aceito. Já a precisão descreve a concordância entre as medidas realizadas exatamente de um mesmo modo.
(d) Erro sistemático e aleatório.
Na p. 88 Skoog define um erro sistemático como aqueles que tem um valor definido e uma causa identificável e são da mesma ordem de grandeza para réplicas de medidas realizadas de maneira semelhante. Já os erros aleatórios, afetam a precisão dos resultados e fazem com que os dados se distribuam de forma mais ou menos simétrica em torno do valor médio.
6-4. O que é o erro padrão de uma média? Porque o desvio padrão da média é menor que o desvio padrão dos dados em um conjunto?
O erro padrão da média, sm, é o desvio padrão de um conjunto de dados dividido pela raiz quadrada do número de dados do conjunto.
Porque o erro padrão é inversamente proporcional à raiz quadrada do número.
6-3. Faça a distinção entre
O significado da palavra “amostra” como é usada nos contextos químico e estatístico.
Emestatística, uma amostra é um pequeno conjunto de medidas tomadas em replicata. Em química, uma amostra é uma porção de um material usada para a análise.
O desvio padrão da amostra e o desvio padrão da população.
Desvio padrão da população: é uma medida da precisão de uma população de dados, sendo fornecida pela equação: 
 
Desvio padrão da amostra é dada por:
A diferença entre as equações B e A se dá das seguintes maneiras:
A média da amostra X aparece no lugar da média da população, e, µ, no numerador;
N da equação A é substituído pelo número de graus de liberdade (N-1), representando assim uma estimativa imparcial do desvio padrão da população σ. Se essa substituição não for feita, o valor de s calculado será menor, em porcentagem, que o valor verdadeiro do desvio padrão σ.
6.7 – Considere os seguintes conjuntos de réplicas de medidas:
	A
	B
	C
	D
	E
	F
	3,5
	70,24
	0,812
	2,7
	70,65
	0,514
	3,1
	70,22
	0,792
	3,0
	70,63
	0,503
	3,1
	70,10
	0,794
	2,6
	70,64
	0,486
	3,3
	
	0,900
	2,8
	70,21
	0,497
	2,5
	
	
	3,2
	
	0,472
Para cada conjunto de dados, calcule (a) a média; (b) a mediana; (c) a faixa; (d) o desvio padrão; e (e) o coeficiente de variação.
Conjunto A: 
X = 2,5+3,1+3.1+3,3+3,5 = 15,5 = 3,1
 5
X = 3,1 
Faixa = 3,5-2,5 = 1 
Desvios = n - X
 = 2,5-3,1 = -0,6
	 = 3,1-3,1 = 0
	 = 3,1-3,1 = 0
	 = 3,3-3,1 = 0,2
	 = 3,5-3,1 = 0,4
V= (-0,6)2 + 02 + 02 + (0,2)2 + (0,4)2 = 0,14
 4
	
D = √0,14 = 0,374
C.V = . 100% 
C.V = . 100% 
C.V = 12%
Conjunto B:
X = 70,10+70,22+70,24 = 70,18
 3
X = 70,22 
Faixa = 70,24-70,10 = 0,14 
Desvios = n - X
 = 70,10-70,18 = -0,08
	 = 70,22-70,18 = 0,04
	 = 70,24-70,18 = 0,06 
V= (-0,08)2 + (0,04)2 + (0,06)2 = 0,0039
 3
	
D = √ V
D =√0,0039 = 0,062
C.V = . 100% 
C.V = . 100% 
C.V = 0,088%
Conjunto C:
X = 0,792+0,794+0,812+0,900 = 0,825
 4
X = 0,803 
Faixa = 0,900-0,792 = 0,108 
Desvios = n - X
 = 0,792-0,825 = -0,033
 = 0,794-0,825 = -0,031
 = 0,812-0,825 = -0,013 
	 = 0,900-0,825 = 0,075 
V= (-0,033)2 + (-0,031)2 + (-0,013)2 + (0,075)2 = 0,0026
 4	
D = √ V
D =√0,0026 = 0,051
C.V = . 100% 
C.V = . 100% 
C.V = 6,2%
Conjunto D:
X = 2,6+2,7+2,8+3,0+3,2 = 2,86
 5
X = 2,8 
Faixa = 3,2-2,6 = 0,6 
Desvios = n - X
 = 2,6-2,86 = -0,26
 = 2,7-2,86 = -0,16
 = 2,8-2,86 = -0,06 
	 = 3,0-2,86 = 0,14
	 = 3,2-2,86 = 0,34
V= (-0,26)2 + (-0,16)2 + (-0,06)2 + (0,14)2 + (0,34)2 = 0,047
 5	
D = √ V
D =√0,047 = 0,217
C.V = . 100% 
C.V = . 100% 
C.V = 7,59%
Conjunto E:
X = 70,21+70,63+70,64+70,65 = 70,53
 4
X = 70,64 
Faixa = 70,65-70,21 = 0,44
Desvios = n - X
 = 70,21-70,53 = -0,32
 = 70,63-70,53 = 0,10 
	 = 70,64-70,53 = 0,11
	 = 70,65-70,53 = 0,12
V= (-0,32)2 + (0,10)2 + (0,11)2 + (0,12)2 = 0,049
 4	
D = √ V
D =√0,049 = 0,22
C.V = . 100% 
C.V = . 100% 
C.V = 0,31%
Conjunto F:
X = 0,472+0,486+0,497+0,503+0,514 = 0,5
 5
X = 0,497 
Faixa = 0,514-0,475 = 0,04
Desvios = n - X
 = 0,472-0,5 = -0,029
 = 0,486-0,5 = -0,014 
	 = 0,497-0,5 = -0,003
	 = 0,503-0,5 = 0,003
 = 0,514-0,5 = 0,014
V= (-0,029)2 + (-0,014)2 + (-0,003)2 + (0,003)2 + (0,014)2 = 0,00025
 5	
D = √ V
D =√0,00025 = 0,016
C.V = . 100% 
C.V = . 100% 
C.V = 3,2%
7-1. Descreva com suas próprias palavras por que o intervalo de confiança em relação à média de cinco medidas é menor que aquele para um único resultado.
A média de 5 medidas x é a melhor estimativa do valor verdadeiro µ do que qualquer medida simples porque a distribuição das médias é mais estreita que a distribuição dos resultados individuais.
7.3 – Discuta como a dimensão do intervalo de confiança da média é influenciada pelos seguintes aspectos (todos os outros fatores são constantes):
(a) O tamanho N da amostra.
À medida que o tamanho da amostra, N, aumenta, o intervalo de confiança decresce em proporção a .
(b) O nível de confiança.
À medida que o nível de confiança desejado sobe, o intervalo de confiança aumenta.
(c) O desvio padrão s.
À medida que o desvio padrão, s, aumenta, o intervalo de confiança cresce em proporção direta.
7-9. Quantas réplicas de medidas são necessárias para diminuir os intervalos de confiança de 95% e 99% para a análise descrita no Problema 7-7 para ±1,5 µg de Fe/mL?
95%, dez medidas; 99%, 17 medidas
7-19. Antes de concordar com a compra de uma grande quantidade de solvente, uma companhia quer ter evidências conclusivas de que o valor médio para a concentração de uma determinada impureza é menor que 1 ppb. Que hipóteses devem ser testadas? Quais os erros tipo I e II nessa situação?
H0: μ= 1,0 ppb; Ha: μ 6 1,0 ppb. Erro Tipo I, rejeitamos H0 quando ela é verdadeira. Tipo II. Aceitamos H0 quando ela é falsa.
7.27- Cinco laboratórios diferentes participaram de um estudo interlaboratorial envolvendo determinações dos níveis de Fe em amostras de água. Os seguintes resultados são réplicas de determinações de ppm de Fe para os laboratórios A-E.
	Resultados nº
	Lab A
	Lab B
	Lab C
	Lab D
	Lab E
	1
	10,3
	9,5
	10,1
	8,6
	10,6
	2
	11,4
	9,9
	10,0
	9,3
	10,5
	3
	9,8
	9,6
	10,4
	9,2
	11,1
a) Defina as hipóteses apropriadas.
H0 = µ labA = µlabB = µlabC = µlabD = µlabE ; Ha : ao menos duas das médias diferem
b)Os laboratórios diferem em um nível de confiança de 95% 
F= 6,9485. A 95% F0,05,4,10 = 3,48. Os laboratórios diferem. A 99,9%, os laboratórios diferem. Em um nível de confiança de 99,9%, os laboratórios são os mesmos 
c) Que laboratórios são diferentes dos outros em um nível de confiança de 95%?
Os laboratórios A, C e E são diferentes do laboratório D, mas o laboratório B, não. Os laboratórios E e A diferem do laboratório B, mas o laboratório C, não. Não há diferença significativa entre os laboratórios E e A. 
8.1 – Descreva as etapas envolvidas na operação de amostragem.
A identificação da população da qual a amostra será retirada.
Coleta de uma amostra bruta.
Redução da amostra bruta a uma pequena quantidade de material homogêneo para análise.
8-2. Qual a função da etapa de amostragem em uma análise?
Amostragem é o processo pelo qual uma fração representativa é coletada, em uma análise química envolve, necessariamente a estatística, uma vez que serão tiradas conclusões acerca de uma quantidade muito maior do material a partir de uma análise que envolve uma pequena amostra de laboratório.
8-3. Que fatores determinam a massa de uma amostra bruta?
O grau de heterogeneidade do material a ser analisado, os tamanhos das partículas, as incerteza que pode ser tolerada.
8-9. Na determinação de chumbo em uma amostra de pintura, sabe-se que a variância da amostra é de 10 ppm e a da medida é de 4 ppm. Dois esquemas de amostragem estão sendo considerados:
Esquema A: Tome cinco incrementos da amostra e misture-os. Realize uma análise em duplicata da amostra composta.
Esquema B: Tome três incrementos da amostra e realize uma análise em duplicata de cada um deles.
Que esquema de amostragem, se existir algum, deve ter a menor variância em relação à média?
O esquema A terá uma variância menor, em razão que será misturado e feito uma duplicata do todo.
8-11. O vendedor de uma lavra de mineração tomou uma amostra do minério que pesava 5,0 kg e que tinha um diâmetro médio de partícula de 5,0 mm. Uma inspeção revelou que cerca de 1% da amostra era de argentinita (ver Problema 8-8) e o restante tinha uma densidade de cerca de 2,6 g cm3 e não continha prata. O potencial comprador insistiuem saber o conteúdo em prata da lavra com um erro relativo não superior a 5%. O vendedor forneceu uma amostra suficientemente grande para permitir essa avaliação?
Não. Não há quantidade de amostra suficiente.
9.1 – Descreva ou defina brevemente e dê um exemplo de:
(a) um eletrólito fraco.
São eletrólitos que se ionizam apenas parcialmente. Isso significa que uma solução de um eletrólito fraco não conduz muita eletricidade. Como por exemplo, o H2S.
 (b) um ácido de Brønsted-Lowry.
De acordo com a teoria de Brønsted-Lowry, um ácido doa prótons apenas na presença de um receptor de próton (uma base). Como por exemplo, NH3 + H2O NH4+ + OH-, a água é um ácido de Brønsted-Lowry, pois doou um próton para amônia. 
(c) o ácido conjugado de uma base de Brønsted-Lowry.
Um aspecto importante do conceito de Brønsted-Lowry é a ideia de que o produto formado quando uma base recebe um próton produz um ácido conjugado, e conforme essa teoria uma base fraca produz um ácido conjugado forte. Como por exemplo, NH3 + H2O NH4+ + OH-, o NH4+ é um ácido conjugado da amônia (NH3) que é uma base.
(d) neutralização, em termos do conceito de Brønsted-Lowry. 
É um processo que ocorre entre ácido e base, onde o ácido doa próton e a base recebe próton. Como por exemplo, HCl + H2O H3O+ + Cl- , o ácido clorídrico doa um próton para água que é uma base. 
(e) um solvente anfiprótico.
Os solventes anfipróticos sofrem auto-ionização, ou autoprotólise, para formar um par de espécies iônicas. A água é um exemplo de solvente anfiprótico, isto é, um solvente que pode tanto agir como um ácido quanto uma base, dependendo do soluto. 
(f) um zwitterion.
 É uma espécie que possui tanto uma carga positiva como uma carga negativa. Ocorre quando dissolvemos em água um aminoácido como a glicina que sofre uma reação interna do tipo ácido-base para produzir um zwitterion. Como por exemplo:
NH2CH2COOH NH+CNCOO-
No produto é a glicina e no reagente o zwitterion 
 (g) autoprotólise.
Também chamada de auto-ionização, envolve a reação espontânea de molécula de uma substancia para formar um par de íons. A autoprotólise é outro exemplo de comportamento ácido-base.. Como por exemplo, NH3 + NH3 NH4+ + NH2_ .
(h) um ácido forte.
Um ácido é considerado forte quando não restam moléculas do soluto não dissociadas na solução aquosa. Um exemplo de ácido forte é o ácido clorídrico (HCl).
(i) o princípio Le Châtelier.
O princípio Le Châtelier define que a posição do equilíbrio químico sempre se altera na direção que tende a minimizar o efeito da perturbação aplicada. Segundo esse princípio, a variação da pressão, temperatura e da concentração altera o equilíbrio químico, sendo que dentre eles a temperatura modifica a constante de equilíbrio. Como por exemplo, se adicionarmos H2(g) ao sistema em equilíbrio: 
H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
Este tende a se ajustar de modo a anular o efeito do hidrogênio adicionado.
(j) o efeito do íon comum.
O efeito do íon comum é um efeito da ação das massas previsto a partir do princípio de Le Châtelier, ele é responsável pela redução da solubilidade de um precipitado iônico quando um composto solúvel contendo um dos dois íons do precipitado é adicionado à solução que está em equilíbrio com o precipitado. Como por exemplo, em uma solução saturada de cloreto de prata (AgCl), por exemplo, a equação da dissociação iônica desse sal em meio aquoso é dada abaixo:
AgCl(s) ↔ Ag+(aq) + Cl-(aq)
Se adicionarmos a essa solução saturada uma solução aquosa de ácido clorídrico (HCl), poderemos observar a formação de um precipitado de cloreto de prata, pois, conforme dito, a solução estará saturada, portanto, já possuirá a quantidade máxima de AgCl que pode ser dissolvida nesse volume de água e em temperatura ambiente.O mesmo podemos falar dos íons Ag+(aq) e Cl-(aq); eles possuíam as maiores concentrações em mol/L possíveis.A dissociação do HCl em meio aquoso é dada pela equação a seguir:
HCl(aq) ↔ H+(aq) + Cl-(aq)
Observe que o íon cloreto (Cl-(aq)) é o íon comum ao equilíbrio.
9-2. Descreva ou defina brevemente e dê um exemplo de:
(a) um soluto anfiprótico.
São espécies que possuem ambas as propriedades ácidas e básicas. 
Um exemplo é o íon hidrogeno fosfato, H2P , que se comporta como uma base na presença de um doador de próton como o H3O+.
H2P + H3O+ H3PO4 + H2O
Base ácido ácido base
(b) um solvente diferenciador.
Em um solvente diferenciador, vários ácidos se dissociam em níveis diferentes e têm forças diferentes.
O ácido acético age como um solvente diferenciador perante os dois ácidos revelando as diferenças em suas acidezes.
(c) um solvente nivelador.
Em um solvente nivelador, vários ácidos dissociam-se completamente e exibem a mesma força.
A água, uma fez que os ácidos fortes se dissociam completamente.
(d) um efeito da ação das massas.
Representa um deslocamento na posição do equilíbrio provocada pela adição de um dos reagentes ou produtos a um sistema.
Ácido arsênico (H3AsO4) ou de íons hidrogênio provoca um aumento da cor à medida que mais íons triiodeto e ácido arsenioso são formados; a adição de ácido arsenioso tem o efeito inverso.
9.3 – Explique brevemente por que não há um termo para a água ou para o sólido puro em uma expressão da constante de equilíbrio, embora um (ou ambos) apareçam na equação líquida balanceada do equilíbrio.
Para um equilíbrio aquoso no qual a água é participante, a concentração da água é normalmente tão mais alta que a concentração de outros reagentes ou de produtos que pode ser assumida como uma constante independente da posição de equilíbrio. Assim, sua concentração é incluída na constante de equilíbrio. Para um sólido puro, a concentração das espécies químicas na fase sólida é constante. Mesmo que algum sólido exista na segunda fase, seu efeito no equilíbrio é constante e é incluído dentro da constante de equilíbrio.
9.4 – Identifique o ácido do lado esquerdo e sua base conjugada do lado direito nas seguintes equações:
(a) HOCl + H2O ↔ H3O+ + OCl-
HOCl (ácido)
OCl- (base conjugada)
(b) HONH2 + H2O ↔ HONH + OH-
HONH2 (ácido)
HONH (base conjugada)
H2O (ácido)
OH- (base conjugada)
(c) N + H2O ↔ NH3 + H3O+
N (ácido)
NH3 (base conjugada) 
(d) 2HC ↔ H2CO3 + C
2HC (ácido)
C (base conjugada)
(e) P + H2P ↔ 2HP
H2P (ácido)
2HP (base conjugada)
9.5- Identifique a base do lado esquerdo e seu ácido conjugado do lado direito nas equações do Problema 9-4. 
a) HOCl + H2O H3O+ + OCl-
 (base) (ácido conjugado) 
b) HONH2 + H2O HONH+3 + OH-
 (base) (ácido conjugado)
c) NH+4 + H2O NH3 + H3O+ 
 (base) (ácido conjugado)
d) 2HCO-3 H2CO3 + CO2-3 
 (base) (ácido conjugado)
e) PO3-4 + H2PO-4 2HPO2-4
 (base) (ácido conjugado)
9-6. Escreva as expressões para a autoprotólise de:
H2O.
2 H2O ↔ H3O+ + OH-
CH3COOH.
CH3COOH + H2O ↔ H3O+ + CH3COO-
CH3NH2.
2 CH3NH2 ↔ CH3NH3+ + CH3NH-
CH3OH.
CH3OH + H2O ↔ H3O+ + CH3O-	
9.7 – Escreva as expressões das constantes de equilíbrio e obtenha os valores numéricos para cada constante para
(a) a dissociação básica da etilamina, C2H5 NH2.
C2H5 NH2 + H2O C2H5 NH3 + OH-
Kb = [C2H5 NH3+] [OH-]
 [C2H5 NH2]
Ka do C2H5 NH3+ = 2,31 x 10-11
Kb = Kw 
 Ka
Kb = 1,0 x 10-14 = 4,33 x 10-4
 2,31 x 10-11
(b) a dissociação ácida do cianeto de hidrogênio, HCN.
HCN + H2O H3O+ + CN-
Ka = [H3O+] [CN-]
 [HCN]
Ka = 6,2 x 10-10
(c) a dissociação ácida do cloreto de piridina, C5H5NHCl.
C5H5 NH+ + H2OH3O + C5H5 N
Ka = [C5H5 N-] [H3O-]
 [C5H5 NH+]
Ka = 5,9 x 10-6
(e) a dissociação do H3AsO4 em H3O+ e AsO43-.
H3AsO4 + H2O H3O+ + H2AsO4- K1 = 5,8 x 10-3
H2AsO4- + H2O H3O+ + HAsO4-2 K2 = 1,1 x 10-7
HAsO4-2 + H2O H3O+ + AsO4-2 K3 = 3,2 x 10-12
Ka = [H3O+] + [AsO4-3] 
 [H3AsO4]
Ka = β3
β3 = K1 x K2 x K3
β3 = 5,8 x 10-3 x 1,1 x 10-7 x 3,2 x 10-12
β3 = 2,04 x 10-21
(f ) a reação do CO32- em água para formar H2CO3 e OH-.
CO32- + H2O H2CO3 + OH-
K2 = 4,69 x 10-11
Kb = Kw
 Ka
Kb = 1 x 10-14 = 2,13 x 10-4
 4,69 x 10-11
9-19. Calcule o pH da água a 0 °C e 100 °C.
Como OH- e H3O+ são formados apenas a partir da dissociação da água, suas concentrações devem ser iguais.
 
[H3O+] =[OH-]
A 0°C, Kw= 4
[H3O+]2 =[OH-]2=Kw
[H3O+] =[OH+]=
[H3O+] =[OH+]= 
[H3O+] =[OH+]= 3,74x10-8 mol.L-1
A 100°C, Kw= 49x10-14
[H3O+]2 =[OH-]2=Kw
[H3O+] =[OH+]=
[H3O+] =[OH+]= 49x10-14
[H3O+] =[OH+]= 7,0x10-7 mol.L-1
9-20. Quais as concentrações molares do H3O+ e do OH- a 25 °C em:
HOCl 0,0300 mol L_1?
HOCl + H2O ↔ H3O+ + OCl-
Ka= [H3O+].[ OCl-] = 3,0 x 10-8
 [HOCl]
[H3O+]=[ OCl-]
[HOCl] + [ OCl-] 0,03 mol/L
[H3O+]2 = 3,0 x 10-8
 0,03
[H3O+] =9 x 10-10
[H3O+] = 3,0 x 10-5 mol/L
Kw= [H3O+].[ OH-]
1,0 x 10-14= 3 x 10-5 . [ OH-]
[ OH-]= 3,3 x 10-10mol/L
ácido butanóico 0,0600 mol L_1?
CH3CH2 CH2COOH + H2O ↔ H3O+ + CH3CH2 CH2COO-
Ka= [H3O+].[ CH3CH2 CH2COO-] = 1,52 x 10-5
 [CH3CH2 CH2COOH]
[H3O+]=[ CH3CH2 CH2COO-]
[CH3CH2 CH2COOH]= 0,06 - [H3O+]
[H3O+]2= 1,52 x 10-5
 0,06
[H3O+]= 9,02 x 10-7
[H3O+]= 9,54 x 10-4 mol/L
 [H3O+]2 = 1,52 x 10-5
(0,06 – [H3O+])		
[H3O+]2= 0,612 - [H3O+] . 1,52 x 10-5
[H3O+]2 + 1,52 x 10-5 [H3O+] – 0,612
X2 + 1,52 x 10-5.X – 0,612 = 0
x’=0,78 mol/L
[H3O+]= 0,78 mol/L
Kw= [H3O+].[ OH-]
1,0 x 10-14= 0,78 . [ OH-]
[ OH-]= 1,2 x 10-14 mol/L
etilamina 0,100 mol L_1?
CH3CH2NH2 + H2O ↔ CH3CH2NH3+ + HO-
Ka= 2,31 x 10-11
Kb= [CH3CH2NH3+].[ HO-]
 [CH3CH2NH2]
Kb= Kw 
 Ka
Kb= 1,0 x 10-14 
 2,31 x 10-11
Kb= 4,32 x 10-4
[CH3CH2NH3+]=[ HO-]
[CH3CH2NH3+] + [CH3CH2NH2] = 0,100 mol/L
[ HO-]2 = 4,32 x 10-4
 0,100 
[ HO-]2= 4,32 x 10-5
[ HO-]= √4,32 x 10-5
[ HO-]= 6,37 x 10-3 mol / L
Kw=[ H3O+ ][ HO-]
[ H3O+ ]= Kw 
 [HO-]
[ H3O+ ]= 1,0 x 10-14
 6,37 x 10-3
[ H3O+ ]= 1,58 x 10-12 mol/ L
trimetilamina 0,200 mol L_1?
(CH3)3NH2 + H2O ↔ (CH3)3NH+ + OH
Kb=[(CH3)3NH+] .[OH]
 	 [(CH3)3NH2]
Kb= Kw = 1,0 x 10-14 = 6,32 x 10-5
 Ka 1,58 x 10-10
[(CH3)3NH+] = [OH]
[(CH3)3NH+] + [OH] = 0,200 mol / L
[ HO-]2 = 6,32 x 10-5
 0,200 
[ HO-]2 = 1,26 x 10-5
[ HO-]= 1,26 x 10-5
[ HO-]= 3,55 x 10-3 mol/L-1
Kw= [H3O+].[OH]
[H3O+]= 1,0 x 10-14
 3,55 x 10-3
[H3O+]= 2,8 x 10-6 mol/L
NaOCl 0,200 mol L_1?
NaOCl + H2O ↔ NaOH- + HClO+
Kb= [NaOH- ][HClO+]
 [NaOCl]
Kb= Kw = 1,0 x 10-14 = 3,4 x 10-7
 Ka 2,9 x 10-8
[NaOH- ]=[HClO+]
[HClO+] + [NaOH- ]=0,200 mol/L
[ HO-]2 = 3,4 x 10-7
 0,200 
[ HO-]= 6,8 x 10-8
[ HO-]= 2,6 x 10-4 mol/L
Kw=[ H3O+ ][ HO-]
[ H3O+ ]= Kw 
 [HO-]
[ H3O+ ]= 1,0 x 10-14
 2,6 x 10-4
[ H3O+ ]= 3,9 x 10-11 mol/ L
f) CH3CH2COONa 0,0860 mol L_1?
CH3CH2COONa + H2O ↔ NaOH- + CH3CH2COOH+
Kb= [NaOH- ][ CH3CH2COOH+]
 [CH3CH2COONa]
Kb= Kw = 1,0 x 10-14 = 7,46 x 10-10
 Ka 1,34 x 10-5
[NaOH- ]= [CH3CH2COOH+]
[CH3CH2COOH+] + [NaOH- ]=0,0860 mol/L
[ HO-]2 = 7,46 x 10-10
 0,0860 
[ HO-]= 6,42 x 10-11
[ HO-]= 8,01 x 10-6 mol/L
Kw=[ H3O+ ][ HO-]
[ H3O+ ]= Kw 
 [HO-]
[ H3O+ ]= 1,0 x 10-14
 8,01 x 10-6 
[ H3O+ ]= 1,0 x 10-9 mol/ L
9.21- Qual a concentração de íons hidrônio a 25 °C em
a) ácido cloroacético 0,100 mol L-1?
ClCH2COOH = 1,36x10-3
ClCH2COOH + H2O H3O+ + ClCHCOOH-
 = 1,36x10-3
[ClCH2COOH]= 0,100 -[H3O+]
 = 1,36x10-3
[H3O+]2 = 1,36x10-4
[H3O+] = √1,36 x 10-4
[H3O+] = 0,011 mol / L ou 1,1 x10-2 mol/ L
b)metilamina 0,0100 mol L-1?
CH3NH+3 = 2,3x 10-11
CH3NH+3 + H2O+ CH3NH2 + H3O+
CH3NH+3 = 0,01 – [H3O+]
 = 2,3x10-11
[H3O+]2 = 2,3x10-13
[H3O+] = √2,3 x 10-13
[H3O+] = 4,79 x10-7 mol/ L
c) cloreto de metilamina 0,0100 mol L-1?
CH3NH2Cl = 0,0100
CH3NH2Cl + H2O+ CH3NH+ + H3O+
[CH3NH+] =[ CH3NH2Cl]
CH3NH2Cl = 0,01 – [H3O+]
 = 2,3x10-11
[H3O+]2 = 2,3x10-13
[H3O+] = √2,3 x 10-13
[H3O+] = 4,79 x10-7 mol/ L
d)cloreto de anilina 1,00x10-3 mol L-1? 
C6H5NH+3 + C6H5NH2 + H3O+
Ka = 
Ka= 2,51x10-5
[C6H5NH+3]=1,00x10-3 – [H3O+]
 =2.51x10-5
[H3O+]2 = -2,51x10-5 [H3O+] + 2,51 x10-8
[H3O+]2 +2,51x10-5 [H3O+] - 2,51 x10-8= 0
X= [H3O+]
X2= 2.51x10 -5 X – 2,51x10-8 =0
∆ = b2 – 4xaxc
∆ = (2,51x10-5)2 – 4x1x2,51x10-8
∆ = 6,3x10-10 + 1,004x10-7
∆= 1,0103x10-7
 
 
 
X= 1,46 x10-4 mol/L
e)HIO3 0,200 mol L-1? Ka = 1,7x 10-1
HIO3 + H2O H3O+ + IO-3
[H3O+] = [IO-3]
[HIO3] = 0,2 - [H3O+]
 =1,7x10-1
[H3O+]2 = 0,034
[H3O+] = √0,034
[H3O+] = 0,184 mol/L