Lista de Exercícios_Equilibrio_parte 2_remoto

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Universidade Federal Fluminense 
Instituto de Ciências Exatas – ICEx 
Departamento de Química 
 
 
Lista de Exercícios – Equilíbrio Químico 
Química Geral (Profª Julliane Yoneda) 
 
 
PARTE II - EQUILÍBRIO QUÍMICO ÁCIDO-BASE 
 
1- O ácido fenilacético (HC8H7O2) é uma das substâncias que se acumula no sangue de pessoas com fenilcetonúria, 
um distúrbio de origem genética que pode causar o retardamento mental ou até a morte. Uma solução de 0,085 mol/L 
de HC8H7O2 tem pH de 2,68. Calcule o valor de Ka para esse ácido. 
 
2- Qual a quantidade de matéria de HF (Ka= 6,8.10-4) deve estar presente em 0,5 L para formar uma solução com pH 
de 2,7? 
 
3- Determine se as soluções aquosas das seguintes substâncias são ácidas, básicas ou neutras: 
a) Al(NO3)3 b) KCN 
 
4- Um sal desconhecido é NaF, NaCl ou NaClO. Quando 0,050 mol do sal é dissolvido em água para formar 0,5 L de 
solução, o pH da solução é 8,08. Qual é esse sal? Dados: Ka (HF) = 6,8.10-4 e Ka(HClO) = 3,0.10-8 
 
5- O ácido sórbico (HC6H7O2) é um ácido monoprótico fraco com Ka=1,7.10-5. Seu sal (sorbato de potássio) é 
adicionado ao queijo para inibir a formação do mofo. Qual é o pH de uma solução que contém 11,25 g de sorbato de 
potássio em 1,75 L de solução? 
 
6- O íon hidrogenoftalato (HC8H5O4-) é um ácido monoprótico fraco. Quando 525mg de hidrogenoftalato de potássio 
são dissolvidos em água o suficiente para completar 250mL de solução, o pH da solução é 4,24. 
a) Calcule o Ka para esse ácido 
b) Calcule a percentagem de ionização do ácido 
 
7- O volume do estômago de um adulto varia de aproximadamente 50 mL quando vazio a 1L quando cheio. Se o 
volume do estômago for 400 mL e seu conteúdo tiver pH de 2, qual a quantidade de matéria de H+ que ele contém? 
Supondo que todo H+ seja oriundo do HCl, quantos gramas de hidrogenocarbonato de sódio são necessários para 
neutralizar totalmente o ácido do estômago. 
 
8- A cocaína é uma base orgânica fraca cuja fórmula molecular é C17H21NO4. Encontrou-se que uma solução aquosa 
de concentração 0,003 mol.L-1 de cocaína tem pH de 8,53. Calcule Kb da cocaína. 
 
9- O ácido lático, CH3CH(OH)COOH, recebeu esse nome porque está presente no leite azedo como um produto de 
ação bacteriana. É também responsável pela irritabilidade nos músculos depois de exercício vigoroso. 
a) O pKa do ácido lático é 3,85. Compare esse valor com o valor do ácido propiônico (CH3CH2COOH, pKa= 4,89) e 
explique a diferença. 
b) Calcule a concentração de íon lactato em uma solução de 0,050 mol/L de ácido lático. 
 
Respostas: 
 
1- 5,13.10-5 2- 3,9. 10-3 mol 
3- a) ácida b) básica 4- NaF 5- 8,7 6- a) 3,31. 10-7 b) 0,57% 7- 0,336 g 
8- 3,84. 10-9 9- b) 2,59. 10-3 M 
 
 
PARTE III - EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SOLUÇÕES AQUOSAS E PRODUTO DE SOLUBILIDADE 
 
1- Considere o equilíbrio B(aq) + H2O(aq) BH+(aq) + OH-(aq). Usando o princípio de Le Chatêlier, explique qual o 
efeito da presença de um sal de HB+ na ionização de B. E dê um exemplo de um sal que pode diminuir a ionização 
de NH3 em solução. 
 
2- O pH aumenta, diminui ou permanece o mesmo quando cada um dos seguintes itens é adicionado? 
a) (CH3NH3)Cl à solução de CH3NH2; 
b) HCOONa à solução de HCOOH; 
c) HCl à solução de NaC2H3O2. 
 
 
3- Usando a informação do apêndice de soluções aquosas, calcule o pH e a concentração do íon trimetilamônio de 
uma solução de 0,075 mol.L-1 de trimetilamina ((CH3)3N), e de 0,10 mol.L-1 de cloreto de trimetilamônio ((CH3)3NHCl). 
Kb= 6,4 x 10-5 
4- Calcule o pH de uma solução 0,160 mol.L-1 de formato de sódio (NaCHO2) e 0,260 mol.L-1 de ácido fórmico 
(HCHO2, Ka= 1,8 x 10-4) 
5- a) Calcule a percentagem de ionização de 0,0075 mol.L-1 de ácido butanóico (C4H8O2) (Ka= 1,5 x10-5) e em 
seguida, calcule a percentagem de ionização de ácido butanóico em solução contendo 0,085 mol.L-1 de butanoato de 
sódio (C4H7O2Na). 
6- Explique por que uma mistura de HC2H3O2 e NaC2H3O2 pode agir como um tampão enquanto uma mistura de HCl 
e NaCl não. 
 
7- a) Calcule o pH de um tampão de 0,12 mol.L-1 de ácido lático e 0,11 mol.L-1 de lactato de sódio. 
b) Calcule o pH de um tampão formado pela mistura de 85 ml de 0,13 mol.L-1 de ácido lático com 95 mL de 0,15 
mol.L-1 de lactato de sódio. 
 
8- Um tampão preparado pela adição de 20,0 g de ácido acético (HC2H3O2) e 20,0 g de acetato de sódio (NaC2H3O2) 
em água suficiente para formar 2,00 L de solução. Ka= 1,75 x 10-5 
a) Determine o pH do tampão. 
b) Escreva a equação iônica completa para a reação que ocorre quando algumas gotas de ácido clorídrico são 
adicionadas ao tampão. 
c) Escreva a equação iônica completa para a reação que ocorre quando algumas gotas de hidróxido de sódio são 
adicionadas ao tampão. 
 
9- Um tampão foi preparado pela adição de 5,0 g de amônia (NH3) e 20,0 g de cloreto de amônio (NH4Cl) em água 
suficiente para formar 2,50 L de solução. (Kb= 1,8 x 10-5) 
a) Qual é o pH desse tampão? 
b) Escreva a equação iônica completa para a reação que ocorre quando algumas gotas de ácido nítrico são 
adicionadas ao tampão. 
c) Escreva a equação iônica completa para a reação que ocorre quando algumas gotas de hidróxido de sódio são 
adicionadas ao tampão. 
 
10- Uma solução tampão contém 0,10 mol de ácido acético e 0,13 mol de acetato de sódio (Ka= 1,75 x 10-5) em 1,00 
L de solução. 
a) Qual é o pH deste tampão? 
b) Qual é o pH do tampão após a adição de 0,02 mol de KOH? 
c) Qual o pH do tampão depois da adição de 0,02 mol de ácido nítrico? 
 
11- Dois ácidos monopróticos, ambos com concentração de 0,100 mol.L-1, são titulados com 0,100 mol.L-1 de NaOH. 
O ponto de equivalência para HX é em pH 8,8 e para HY é em pH 7,9. 
a) Qual o ácido mais fraco? 
b) Qual indicador pode ser utilizado para cada um desses ácidos? 
 
12- Quantos mililitros de 0,0850 mol.L-1 de NaOH são necessários para titular cada uma das seguintes soluções até o 
ponto de equivalência: 
a) 40,0 mL de 0,0900 mol.L-1 de HNO3; 
b) 35,0 mL de 0,0720 mol.L-1 de HBr; 
c) 50,0 mL de uma solução que contém 1,85 g de HCl por litro? 
 
13- a) Se a solubilidade molar de CaF2 a 35 °C é 1,24 x 10-3 mol.L-1, qual é o Kps a esta temperatura? 
b) Encontra-se que 1,1 x 10-2 g de SrF2 dissolve-se em 100 mL de solução aquosa a 25 °C. Calcule o produto de 
solubilidade para SrF2. 
c) O Kps de Ba(IO3)2 a 25 °C é 6,0 x 10-10. Qual é a solubilidade de Ba(IO3)2? 
 
14- Calcule a solubilidade molar de AgBr (Kps = 5 x 10-13) em: 
a) água pura 
b) uma solução de 3,0 x 10-2 mol.L-1 de AgNO3 
c) uma solução de 0,10 mol.L-1 de NaBr. 
 
15- Uma solução de Na2SO4 é adicionada gota a gota à solução de 0,0150 mol.L-1 de Ba+2 e 0,0150 mol.L-1 de Sr2+. 
a) Qual é a concentração de SO42- necessária para começar a precipitação? (Despreze as variações de volume, 
BaSO4: Kps = 1,1 x 10-10; SrSO4: Kps = 3,2 x 10-7). 
b) Qual o cátion precipitará primeiro? 
c) Qual a concentração de SO42- quando o segundo cátion começar a precipitar? 
 
 
 
 
Respostas: 
 
1) a) aumenta a [BH+], decrescendo [OH-] e aumentando [B], suprimindo a ionização de B. b) NH3 + H2O ↔ NH4
+ + OH- adicionar NH4Cl ao 
produto. 2) a) pH diminui b) pH aumenta c) pH diminui 
3) pH= 9,68 e [(CH3)3NH
+] = 0,10 mol.L-1 4) pH= 3,53 
5) a) 4,47% b) 0,018% 7) a) pH= 3,82 b) pH=3,96 8) a) pH= 4,60 
b) Na+ + C2H3O2
- + H+ + Cl-  HC2H3O2
 + Na+ + Cl- c) HC2H3O2
 + Na+ + OH-  C2H3O2
- + H2O + Na
+ 
9) a) pH= 9,15 b) NH3 + H
+ + NO3
- + Cl- NH4
+ + NO3
- + Cl- c) NH4
+ + Na+ + OH- + Cl- NH3 + Na
+ + H2 + Cl
- 
10) a) pH= 4,86 b) pH= 5,02 c) pH= 4,71 
11) a) HX b) fenolftaleína 12) a) 42,4 mL b) 29,6 mL 
c) 29,8 mL 13) a) 7,62.10-9 b) 2,69.10-9 c) 5,31.10-4 mol.L-1 
14) a) 7,07.10-7mol.L-1 b) 1,67.10-11mol.L-1 c) 5,0.10-12 mol.L-1 
15) a) 7,3.10-9 mol.L-1 b) Ba+2 c) 2,1.10-5 mol.L-1