Exercícios de Química - Equilíbrio Químico e Soluções

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Lista de Exercícios 02 
 
1. Escreva as expressões das constantes de equilíbrio para as seguintes reações: 
a) NH3(aq) + HCl(aq) ↔ NH4+(aq) + Cl-(aq) 
b) PbI2(s) + S
2-
(aq) ↔ PbS(aq) + 2I-(aq) 
c) BaCO3(s) + 2H3O
+ ↔ Ba2+(aq) + H2CO3(aq) + 2H2O(l) 
d) 2Fe3+(aq) + H2C2O4(aq) + 2H2O(l) ↔ 2Fe2+(aq) + 2CO2(g) + 2H3O+(aq) 
 
 
2. Calcule o pH da água a 0ºC e 100ºC. Dado Kw(0ºC) = 1,14 x 10
-15; Kw(100ºC) = 4,9 x 10
-13 
3. Calcule o pH de uma solução na qual a concentração hidrogeniônica é: 
(a) 1,6 x 10-2 mol L-1 
(b) 5,8 x 10-6 mol L-1 
(c) 2,3 x 10-13 mol L-1 
(d) 7,9 x 10-9 mol L-1 
 
4. Assim como a água, outras moléculas como a amônia (NH3) também podem sofre auto protonação, como 
mostrado na equação química abaixo: 
 
2NH3 ↔ NH4+ + NH2- 
 
A constante de equilíbrio (a 25 ºC), para auto protonação da amônia, é de 1,0 x 10-20. Qual seria o valor de 
pH neutro para processos em meio amoniacal? 
 
 
5. Defina: 
 a) ácido e base de Brönsted-Lowry 
b) ácido e base de Arrhenius 
c) eletrólito fraco e forte 
d) par ácido-base de Brönsted-Lowry 
e) substância anfiprótica 
f) auto-ionização 
g) hidrólise 
h) grau de hidrólise 
i) grau de ionização 
j) poder tamponante 
 
6. Identifique o ácido (à esquerda) e sua base conjugada (à direita) nas equações a seguir: 
a) HOCI + H2O ↔ H3O+ + OCl- 
b) HONH2 + H2O ↔HONH3+ + OH- 
c) NH4
+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ 
d) 2HCO3
- ↔ H2CO3 + CO32- 
e) PO4
3- + H2PO4
- ↔ 2HPO42- 
f) H2O + CH3NH2 ↔ CH3NH3+ + OH- 
g)Na2B4O7 + 2H3O
+ + 3H2O ↔ 2Na+ + 4H3BO3 
h) KHC8H4O4 + OH
– ↔ K+ + C8H4O42– + H2O 
i) KH(IO3)2 + OH
– ↔ K+ + 2IO3– + H2O 
 
7. Escreva expressões para a autoprotólise de: 
a) H2O 
b) CH3NH2 
c) CH3COOH 
 
8. Calcule a concentração de íons OH- em uma solução com pH de (a) 5,04, (b) 2,84, (c) 13,89 e (d) 7,90 
 
9. 7. A 25°C, qual a concentração molar de H3O
+, OH-, o pH e o pOH das soluções de concentrações 
indicadas abaixo: 
 
(a) 1,1 x 10-2 mol/L HOCI? Ka = 3,0 x 10
-8 
(b) 8,4 x 10-1 mol/L de NaOH 
(c) 0,50 mol/L de NaOCI? 
(d) 0,060 mol/L de CH3CH2CO2Na? Ka(CH3CH2CO2H) = 1,34 x 10
-5 
(e) 0,250 mol/L de cloridrato de hidroxilamina? Ka(HONH3+) = 1,10 x 10
-6 
(f) 0,045 mol/L HCl 
(g) 0,0600 mol/L de ácido butanóico? Ka = 1,52 x 10
-5 
h) 3 x 10-3 mol/L de NH4Cl? Ka(NH4+) = 5,70 x 10
-10 
i) 8,045 x 10-1 mol/L LiOH? 
j) 9,66 x 10-3 mol/L NaCN? Ka(HCN) = 6,2 x 10
-10 
k) 1,0 mol/L HIO3? Ka = 1,7 x 10
-1 
l) 0,007 mol/L de fenol? Ka = 1,05 x 10
-10 
 
10. 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? 
 
11. 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. 
 
12. Calcule a concentração de H+ e o pH de uma solução preparada com volumes iguais de ácido acético 0,1 
mol/L e acetato de sódio 0,2 mol/L. (dados ka = 1,75 x 10-5) 
 
13. Queremos prepara 100 mL de uma solução tampão com pH=10. Temos 50 mL de hidróxido de amônio a 
0,4 mol/L. Qual quantidade de cloreto de amônio devemos adicionar antes de aferir o volume final em 100 
mL? (dado: Kb = 1,71 x 10-5) 
 
14. Que critério deve ser considerado na escolha de um tampão? 
 
15. Defina 
A) Solubilidade e coeficiente de solubilidade. 
B) Quais fatores afetam a solubilidade? Explique. 
C) Precipitação seletiva 
D) Solução insaturada, solução satura e solução supersaturada. 
E) Complexo e sais duplos 
F) Átomo central, ligante monodentado e polidentado 
G) Constante de formação e constante de instabilidae 
 
16. Soluções de “flúor” (fluoreto de sódio) ajudam a reduzir a incidência de cárie dentária. Em uma 
farmácia de manipulação, na falta de água deionizada, um auxiliar de laboratório preparou 1 L de uma 
solução 0,05% (0,0119 mol/L) de NaF com água mineral contendo 14,63 mg/L de Ca2+, 0,63 mg/L de Mg2+ 
e 19,09 mg/L de K+. Para a preparação da solução, o laboratorista adicionou lentamente o sal de NaF na 
água, sob agitação. 
 
a) haverá precipitação de CaF2 e/ou de MgF2 nestas condições? Justifique sua resposta. 
 
b) quais são as concentrações de F-, Ca2+, Mg2+ e K+ em fase aquosa, após o equilíbrio ser atingido? 
c) caso haja precipitação de CaF2, qual a massa de precipitado formado? Caso não haja precipitação, 
quanto fluoreto deveria ser adicionado para precipitar CaF2? 
d) qual a solubilidade do CaF2 em água pura? 
e) qual a solubilidade do CaF2 em solução de Ca(NO3)2 0,01 mol/L? 
 
17. Tem-se uma solução contendo Sr2+ 0,014 mol/L e Ba2+ 0,046 mol/L e deseja-se precipitar 
seletivamente estes dois íons, na forma de sulfato, adicionando-se Na2SO4 pouco a pouco. 
 
a) qual dos dois sais precipita primeiro? Com que concentração de Na2SO4? 
 
b) quando o segundo sal começar a precipitar, qual será a concentração do primeiro íon a precipitar ainda 
remanescente em solução? Ignore eventuais variações de volume, bem como hidrólises.