Lista_de_exercicios_2

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Prof. Dr. Renato Lajarim Carneiro
Lista de exercícios 2 
1) Ka é a constante de dissociação de ácidos. Escreva o equilíbrio químico e a equação do Ka para o ácido acético (HOOC-CH3) e o Ka1 e Ka2 para o ácido sulfuroso (H2SO3).
2) Qual é a relação entre a força de um ácido e o Ka?
3) Qual é a concentração de cada espécie derivada do soluto numa solução de ácido acético 0,5 M? Ka = 1,8 x 10-5.
4) Uma solução é preparada pela adição de 0,40 mols de acetato de sódio e 0,50 mols de ácido acético e quantidade de água suficiente para completar um litro. Calcule a concentração de todas as espécies e a percentagem de dissociação do ácido acético nessa solução (observe que ocorre o efeito do íon comum).
5) Calcule a concentração de todas espécies em uma solução 0,1 M de H2SO3. Ka1 = 1,3 x 10-2 e Ka2 = 6,3 x 10-8.
6) Kb é a constante de dissociação de bases. Escreva o equilíbrio químico e calcule qual é a porcentagem de NH3, numa solução 0,4 M de NH3, que ioniza em solução aquosa. Kb = 1,8 x 10-5.
7) Se 0,10 mols de NH3 forem adicionados a um litro de NaOH 0,1 M, qual será a concentração de íons NH4+ se o volume da solução permanecer inalterado (efeito do íon comum)?
8) Defina Kw.
9) Qual o pH de uma solução de HCl 4,6 x 10-3 M?
10) Se o pH de uma solução é 11,68, qual a concentração de H+ e OH-?
11) Qual o pH e o pOH de uma solução de NaOH 0,016 M?
12) Se um ácido é fraco, é porque o seu próton está ligado fortemente ao ânion desse ácido:
HA + H2O		A- + H3O+	Ka = [A-] [H3O+] / [HA]
Logo, se fizermos uma solução a partir de um sal deste ânion, os hidrogênios da água tenderão a se ligar fortemente a este ânion, liberando OH- para a solução. Este fenômeno é denominado “hidrólise”. Resumidamente, quanto mais fraco for um ácido, mais forte será sua base conjugada. A equação geral para a hidrólise é:
A- + H2O		HA + OH-	Kb = [HA] [OH-] / [A-] 
Note que a base conjugada de um ácido fraco, ao hidrolisar, aumenta de fato o pH da solução pois libera íons OH-.
Baseado nestas informações, prove que Kw = Ka x Kb.
13) Calcule o pH de uma solução NaCN 1,0 M. Ka = 4,0 x 10-10.
14) Assim como ânions, cátions também podem hidrolisar atuando como ácidos:
C+ + H2O		C(OH) + H+	Ka = [C(OH)] [H+] / [C+]
Qual o pH de uma solução de cloreto de amônio 0,20 M. Kb = 1,8 x 10-5.
15) Um indicador é um par conjugado de ácido e base, cujo ácido apresenta uma cor e a base uma outra cor. Por exemplo, o vermelho de clorofenol é um ácido fraco, sendo que sua forma ácida HIn é amarela e a forma básica, In-, é vermelha, apresentando um Ka de 1 x 10-6. Qual a relação In-/HIn para os pHs 5,0 e 7,0?
16) Defina ponto de equivalência e ponto final de uma titulação.
17) Quantos mls de titulante são necessários para atingir o ponto de equivalência em uma titulação de 15 mls de HCl 0,10 M com NaOH 0,05 M? Qual o pH no ponto de equivalência?
18) Quantos mls de titulante são necessários para atingir o ponto de equivalência em uma titulação de 25 mls de ácido acético 0,10 M com NaOH 0,10 M? Qual o pH no ponto de equivalência?
É possível calcular o pH de uma solução em cada ponto da titulação, se forem conhecidas as concentrações do ácido e da base, e com essas informações, construir uma curva de titulação. Assim, construa uma curva de titulação de volume adicionado x pH usando como pontos a adição de 5 ml, 20 ml, 25 ml, 30 ml e 45 mls de base.
19) Um tampão é uma solução que sofre apenas pequena variação de pH quando a ela são adicionados íons H+ ou OH-. Uma solução tampão contém um ácido mais sua base conjugada, em concentrações aproximadamente iguais. Seja um equilíbrio obtido com concentrações aproximadamente iguais de um ácido HA e de sua base conjugada A-:
HA 		A-
Se adicionarmos uma base, o HA presente na solução irá neutralizar a base adicionada produzindo A- e H2O. Se um ácido for adicionado, ele reagirá com A produzindo HA. Ou seja, a adição de base ou ácidos sobre uma solução tampão resulta apenas numa pequena variação do pH, já que a maioria do H+ ou OH- adicionado não permanece livre em solução.
O equilíbrio na dissociação de um ácido HA é:
HA 		A- + H3O+	Ka = [A-] [H3O+] / [HA]
Rearranjando o Ka, temos que [H3O+] = Ka x [HA] / [A-] aplicando – log dos dois lados desta equação, chegamos na equação de Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa + log ( [A-] / [HA] )
Baseado na equação de Henderson-Hasselbalch responda:
a) Qual o pH de uma solução onde [HOOC-CH3] = [-OOC-CH3] = 0,100 M?
b) Qual será o pH da solução se forem adicionados 0,010 mol de NaOH em 1 litro da solução do item a)?
c) Qual será o pH da solução se forem adicionados 0,010 mol de HCl em 1 litro da solução do item a)?
20) Compare o efeito da dissolução de 0,10 mols de HCl em:
a) tampão [ácido fórmico] = [formiato] = 1,00 M
b) água pura 
Ka do ácido fórmico é 1,8 x 10-4.
0	10	50	90	100	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	Volume de titulante adicionado (ml)
pH