LISTA 2 - Resolução

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Ácidos e Bases 
 
Faça a distinção entre ácidos e bases de Lewis e ácidos e bases de Bronsted-Lowry. Dê um 
exemplo de cada um. 
 
Bronsted-Lowry 
Ácido → doador de prótons (BF​3​) 
Base → receptor de prótons (H​2​O) 
Lewis 
Ácido → Recebe par de elétrons (HCl) 
Base → Doa par de elétrons (H​2​O) 
 
Complete as lacunas: 
 
O produto de reação entre um ácido e uma base de Lewis é chamado ​aduto. 
A ligação entre um ácido e uma base de Lewis é chamada ​ligação dativa​ ou ​ligação covalente. 
Ácidos e bases de Bronsted-Lowry relacionados pelo ganho ou perda de um próton são considerados 
conjugados. 
Uma solução é ácido quando a ​concentração de H ​+​ é maior que a concentração de OH​-​. Uma solução é 
básica quando o inverso ocorre. 
 
Por que o pH da água destilada é geralmente <7? Como podemos evitar que isso ocorra? 
 
Quando exporta ao meio, moléculas de CO​2​ se dissolvem na água, abaixando seu pH. Para evitarmos essa 
contaminação, devemos eliminar o contato da água com o meio exterior em um sistema isolado. Além 
disso podemos fervê-la para eliminar as moléculas de CO​2​ já dissolvidas. 
 
SO​2 gasoso é produzido pela queima de combustíveis contendo enxofre, especialmente carvão. 
Explique como o SO​2​ na atmosfera produz chuva ácida. 
 
Por meio da reação SO2 + H2O → H2SO3 produzindo ácido sulforoso. 
 
Use estruturas eletrônicas de Lewis para indicar por que o hidróxido de tetrametilamônio, 
[(CH​3​)4N​+​]OH​-​, é um composto iônico, isto é, mostre por que o hidróxido não está covalentemente 
ligado ao resto da moléculas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Identifique os ácidos de Bronsted-Lowry entre os reagentes nas seguintes reações 
 
a) KNC + HI ​⇌​ HNC + KI 
 
b) KNC + HI ​⇌​ HNC + KI 
 
Escreva a reação de autoprotólise do H​2​SO​4​. 
 
H​2​SO​4​ + H​2​SO​4​ ​⇌​ HSO​2​- + H​3​SO​4​+ 
 
Identifique os pares ácido-base conjugados nas seguintes reações: 
 
 
 H​3​N​+​CH​2​CH​2​N​+​H​3​ ​(ácido 1)​ + H2O ​(base 2)​ ​⇌​ H​3​N​+​CH​2​CH​2​NH​2​ ​(base 1 conjugada)​ + H​3​O​+​ ​(ácido 2 
conjugado) 
 
 
Ácido Benzóico ​(ácido 1)​ + ​(base 2)​ ​⇌​ Benzoato ​(base 1 conjugada)​ + ​(ácido 2 conjugado) 
 
Calcule a concentração de H​+​ e o pH das seguintes soluções 
 
a) 0,010 M HNO​3 
Concentração nominal = 0,010 mol/L > 10​-6​ mol/L 
Então, a concentração de HNO​3​ é igual ou aproximado a concentração de H​3​O​+​. 
[H​3​0​+​] = 0,010 mol/L 
pH = -log (0,010) 
pH = 2 
 
b) 0,035 M KOH 
Concentração nominal = 0,035 mol/L > 10​-6​ mol/L 
Então, a concentração de KOH é igual ou aproximado a concentração de OH​-​. 
[OH-] = 0,035 mol/L 
pOH = -log (0,035) 
 
pOH = 1,46 
pH = 14 - pOH 
pH = 14 - 1,46 
pH = 12,54 
 
c) 0,030 M HCl 
Concentração nominal = 0,030 mol/L > 10​-6​ mol/L 
Então, a concentração de HCl é igual ou aproximado a concentração de H​3​O​+​. 
[H​3​0+] = 0,030 mol/L 
pH = -log (0,030) 
pH = 1,52 
 
d) 3,0 M HCl 
Concentração nominal = 3,0 mol/L > 10​-6​ mol/L 
Então, a concentração de HCl é igual ou aproximado a concentração de H​3​O​+​. 
[H​3​0+] = 3,0 mol/L 
pH = -log (3,0) 
pH = 0,48 
 
e) 0,010 M [(CH​3​)4N​+​]OH​- 
Concentração nominal = 0,010 mol/L > 10​-6​ mol/L 
Então, a concentração de [(CH​3​)4N​+​]OH​-​ é igual ou aproximado a concentração de OH​-​. 
[OH-] = 0,010 mol/L 
pOH = -log (0,010) 
pOH = 2 
pH = 14 - pOH 
pH = 14 - 2 
pH = 12 
 
Use a tabela para calcular o pH da água pura. 
 
 
 
 
a) 25°C 
K​w​ = 1,0 x 10​-14​ = [H+][OH-] = [X] [X] = [X]​2 
[X]​2​ = 1,0 X 10​-14 
[X] = √ 1,0 x 10​-14 
[X] = 1,0 x 10​-7 
pH = -log [H] 
pH = -log (1,0 x 10​-7​) 
pH = 7 
 
b) 100°C 
K​w​ = 5,43 x 10​-13​ = [H+][OH-] = [X] [X] = [X]​2 
[X]​2​ = 5,43 x 10​-13 
[X] = √ 5,43 x 10​-13 
[X] = 7,37 x 10​-7 
pH = -log [H] 
pH = -log (7,37 x 10​-7​) 
pH = 6,13 
 
A constante de equilíbrio para a reação H​2​O→ H​+ + OH​- é 1,0 X 10​-14 ​a 25°C. Qual o valor de K para 
reação 4H​2​0 → 4H​+​ + 4OH​- ​? 
 
K​w​ = 1,0 x 10​-14​ = [H+][OH-] = [X]​4​ [X]​4​ = [X]​8 
[X]​8 ​= (1,0 x 10​-7​)​8 
[X]​8 ​= 1,0 x 10​-56 
 
Uma solução ácida contendo La​3+ 0,010 M é tratada com NaOH até que La(OH)​3​, precipite. Em que 
pH isso ocorre? 
 
K​ps​ = [La] [OH]​3 
2 × 10​-21​ = 0,010 M [OH]​3 
[OH]​3​ = 2 × 10​-21​ / 0,010 M 
 
[OH]​3​ = 2 X 10​-19 
[OH] = ∛ 2 X 10​-19 
[OH]= 5,8 X 10​-7​ M 
pOH = - log[OH] 
pOH = - log (5,8 X 10​-7​) 
pOH = 6,23 
pH = 14 - pOH 
pH = 14 - 6,23 
pH = 7,77 
 
 
Use o princípio de Le Chatelier para decidir se a autoprotólise da água é endotermica ou 
exotermica a: 
 
a) 25°C: ​K​w​ = 1,0 x 10​-14 ​ endotérmica 
b) 100°C: ​K​w​ = 5,43 x 10​-13 ​ endotérmica 
c) 300°C: ​K​w​ = 3,93 x 10​-12 ​ exotérmica 
 
A questão pede para analisarmos essas condições a partir da lei de Le Chatelier. Essa lei no mostra dois 
pretextos: 
 
1. A constante de equilíbrio de uma reação endotérmica (ΔH° = +) aumenta se a temperatura se eleva. 
2. A constante de equilíbrio de uma reação exotérmica (ΔH° = –) diminui se a temperatura se eleva. 
 
Vamos usar a tabela 6.1 para responder, sendo que o Kw ​da água em 0°C será nosso ponto de referência, 
ok? (Kw a 0°C é 1,15 x 10​-15​) A temperatura aumentou a 25°C e o Kw também se encaixando na primeira 
premissa, reação endotérmica. Agora cê tenta fazer a mesma associação com as outras e ve se consegue 
entender :) 
 
Forças dos Ácidos e Base 
 
Faça uma lista dos ácidos e bases fortes mais comuns. 
 
Ácidos 
● HCL → Ácido clorídrico (cloreto de 
hidrogênio) 
● HBr → Brometo de hidrogênio 
● HI → Iodeto de hidrogênio 
● H​2​SO​4​ → Ácido sulfúrico 
● HNO​3​ → Ácido nítrico 
● HClO​4​ → Ácido perclórico 
 
Bases 
● LiOH → Hidróxido de lítio 
● NaOH → Hidróxido de sódio 
● KOH → Hidróxido de potássio 
● RbOH → Hidróxido de rubídio 
● CsOH → Hidróxido de césio 
● R​4​NOH → Hidróxido quaternário de 
amônio 
 
Escreva as fórmulas e os nomes de duas classes de ácidos fracos e duas classes de bases fracas. 
 
Ácidos 
● HClO​2​ → Ácido cloroso 
● H​2​CO​3​ → Ácido carbônico 
Bases 
 
● Mg(OH)​2 ​→​ ​Hidróxido de magnésio ● AgOH → Hidróxido de prata 
 
 
Escreva a reação de dissociação ácida para o ácido tricloroacético, Cl​3​CCO​2​H, para o íon anilônio, 
 , e para o íon lantânio, La​3+​. 
 
Cl​3​CCO​2​H ​⇌​ Cl​3​CCO​2​-​ + H​+ 
 
 
La​3+ ​+​ ​H​2​O ​⇌ ​LaOH​2+ ​+ ​ ​H​+ 
 
Escreva as reações de hidrólise da base K​b​ para a piridina e para o sódio 2-mercaptoetanol. 
 
 
 
 
 
Escreva a reação de dissociação ácida K​a​ e a reação de hidrólise da base K​b​ para o NaHCO​3​. 
 
K​a​: ​ HCO​3​-​ ⇌ H​+ ​ + CO​3​2- K​b​: ​HCO​3​-​ + H​2​O ⇌ H​2​CO​3​ + OH​- 
 
Escreva as etapas das reações ácido-base para os seguintes íons em água. Escreva o símbolo 
correto (por exemplo, K​b1​) para a constante de equilíbrio de cada reação. 
 
 
 
 
 
 
Qual é o ácido mais forte, (a) ou (b)? Qual é a base mais forte, (c) ou (d)? 
 
 
 
 
 
 
● Quanto maior a constante de dissociação, maior a força dos ácidos e das bases. 
 
Escreva a constante de hidrólise da base do CN​-​. Dado que o valor de K​a para o HCN é 6,2 × 10​-10​, 
calcule o K​b​ para o CN​-​. 
 
 
 
K​w​ = K​a​ x K​b 
1,0 x 10​-14 ​= 6,2 × 10​-10​ x K​b 
K​b​ = 1,0 x 10​-14 ​/ 6,2 × 10​-10 
K​b ​= 1,61 x 10 ​-5 
 
Escreva a reação do K​a1​ do ácido fosfórico (H​3​PO​4​) e a reação do K​b2​ do oxalato de sódio (Na​2​C​2​O​4​). 
 
K​a1​: H​3​PO​4​ ⇌ H​2​PO​4​-​ + H​+ 
K​a2​: H​2​PO​4​-​ - ⇌ HPO​4​2-​ + H​+ 
 
K​b1​: Na​2​C​2​O​4​ + H​2​O ⇌ NaOH + HC​2​O​4​- 
K​b2​: HC​2​O​4​-​ + H​2​O ⇌ H​2​C2O​4​ + OH​- 
 
Dos valores de K​b para o fosfato nas Equações 6-32 a 6-34, calcule os três valores de K​a do ácido 
fosfórico. 
 
 
 
 
K​w​ = K​a1​ x K​b1 
1,0 x 10​-14 ​= K​a1 ​x 1,42 x 10​-12 
K​a1​ = 1,0 x 10​-14 ​/ 1,42 x 10​-12 
K​a1 ​= 7,04 x 10​-3 
K​w​ = K​a2​ x K​b2 
1,0 x10​-14 ​= K​a2 ​x 1,60 x 10​-7 
K​a2​ = 1,0 x 10​-14 ​/ 1,60 x 10​-7 
K​a2 ​= 6,25 x 10​-8 
K​w​ = K​a3​ x K​b3 
1,0 x 10​-14 ​= K​a3 ​x 2,3 x 10​-2 
K​a3​ = 1,0 x 10​-14 ​/ 2,3 x 10​-2 
K​a3 ​= 4,34 x 10​-13 
 
Das constantes de equilíbrio vistas a seguir, calcule a constante de equilíbrio para a reação 
HO​2​CCO​2​H ⇌ 2H​+​ + C​2​O​4​2-​. 
 
 
 
 
 
Usando apenas o Kps da Tabela 6-3, calcule quantos mols de Ca(OH)​2 serão dissolvidos em 1,00 L 
de água. 
 
 
Ca(OH)​2​ Ca​2+​ + OH​- 
Usaremos a propriedade log​a​b 
= x → a​x​ = b 
log​10 ​K​ps​ = -5,19 
10​-5,19 ​= K​ps 
 
Para o sal Y​a​X​b K​ps vai ser 
determinado por: 
K​ps​ = [Y​b+​]​a​ [X​a-​]​b 
K​ps​ =[Ca​2+​] [OH​-​]​2 
K​ps​ = x * (2x)​2 
K​ps​ = 4x​3 
 
10​-5,19​ = 4x​3 
10​-5,19​ / 4 = x​3 
∛ (1,6141 x 10​-6​) = x 
x = 1,17 x 10​-2 
 
Como a solubilidade calculada em será afetada pela reação de K​1​ na Tabela 6-3? 
 
A solubilidade será maior uma vez que a reação de K​1 diminui a concentração de íons Ca​2+ e OH​-​, 
deslocando a reação do K​ps​ para direita, favorecendo uma maior dissociação do sal. 
 
 
O planeta Aragonese (constituído principalmente do mineral aragonita, cuja composição é CaCO​3​) 
tem uma atmosfera que contém metano e dióxido de carbono, cada um a uma pressão de 0,10 bar. 
Os oceanos estão saturados com aragonita e têm uma concentração de H​+ igual a 1,8 × 10​-7 M. 
Dados os equilíbrios que se seguem, calcule quantos gramas de cálcio estão contidos em 2,00 L de 
água do mar de Aragonese. 
 
 
 
 
Não se apavore! Inverta a primeira reação, some todas as reações e veja o que se cancela. 
 
 
 
 
 
 
 
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