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EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE
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Como o próprio título mostra as reações envolvidas são sempre ácidos e bases. Conforme a
propriedade explorada os equilíbrios podem ser classificados em: ácidos e bases, hidrólises,
reguladores de pH e de oxi-redução.
Para resolver os problemas você precisa consultar as tabelas de constantes de dissociação.
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1 - INTERPRETAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
EXERCÍCIO 1- Abaixo está uma tabela com vários ácidos e suas respectivas constantes de dissociação. Considere todos os ácidos numa mesma concentração e responda as seguintes questões.
Acidos Constante (K)
Determine pK para cada
ácido.
Coloque os pares ácido/ base conjugada.
HNO3( nítrico) 22
HCN (cianídrico) 6,2 .10-10
CH3COOH (acético) 1,85 .10-5 HNO2 (nitroso) 7,1 .10-4
HBr (bromídrico) 108
HCOOH(fórmico) 1,8 .10-4
1a- Como você diferencia um ácido forte de um ácido fraco? 1b- O que você entende por força ácida? 1c- Ordene em ordem crescente de força ácida os exemplos da tabela. Use as fórmulas
para responder. 1d- Compare as constantes e os respectivos pK. Qual a relação entre o pK do ácido e
sua força ácida? 1e- Considerando que todos os ácidos, na tabela, estejam em mesma concentração,
qual destes ácidos apresenta solução com menor pH? Justifique a sua resposta.
1f- Ordene os ácidos na ordem crescente de seu graus de dissociação. Em que você
baseia-se para ordenar a sua resposta?
Apresente o respectivo ácido e sua base conjugada sob a forma : ácido / base
conjugada. Depois indique qual a base conjugada mais forte. Justifique sua resposta.
2 – CONCEITOS DE ÁCIDOS E BASES
EXERCÍCIO 2 -Nas reações abaixo identifique a estrutura ácida e a estrutura básica.
2a - H2O + H2O H3O+ + OH1-
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2b – CH3OH + HNO2 CH3OH2 + NO21-
2c – CH3OH + CH3OH CH3OH21+ + CH3O-
2d –HCOOH + HCOOH HCOOH2+ + HCOO-
2e –NH3 + NH3 NH4 + NH21-
2f-CH3COOH + CH3CH2NH2 CH3COO1- + CH3CH2NH3+
2g- C2H5NH3+ + H2O C6H5NH2 + H3O+
3- SOLUÇÕES DOS ÁCIDOS FORTES.
EXERCÍCIO 3- Calcule o pH para as soluções dos ácidos fortes.
3a- 30,00 mL de ácido HBr na concentração de o,25 molar ( pH =0,60)
3b- 10,00 mL de ácido nítrico 0,100 molar
4- ÁCIDOS FORTES QUANDO HOUVER DILUIÇÃO.
EXERCÍCIO 4- Calcule o pH para os ácidos fortes quando houver diluição.
Lembre-se que na diluição sempre há conservação da quantidade de móis. Daí você aplicar a
igualdade: Vinicial .Minicial = Vfinal . M final
4a-Qual o pH final para uma mistura formada por 25,0 mL de HBr 0,05 mol/L com 35 mL de água? (1,68) 4b- 25,0 mL de HNO3 0,025 mol/L é misturado a 85,0 mL de água. Qual o pH final da mistura? (2,24) 5- pH PARA BASES FORTE.
EXERCÍCIO 5- Calcule o pH para as soluções das bases fortes
5 a- 10,00mL de NaOH na concentração 0,350 molar.( 13,54) 5 b- 100,00mL de KOH na concentração 0,120 molar.((13,08) 5c- Calcule as concentrações dos íons hidrônios e hidróxidos numa solução 0,200 molar de NaOH. (5,00 . 10-14 e 0,200, respectivamente) 6 CALCULE O pH QUANDO ÁCIDOS FORTES E BASES FORTES SÃO MISTURADOS.
Lembre-se que ácido e base reagem. Se não houver resíduos somente haverá a formação de sal o
que nesta situação sempre terá pH sete. Porém se houver resíduo, o pH será dado em função da
molaridade do resíduo. Para chegar ã resposta faça a seguinte sistemática de cálculo:
1- Calcule a quantidade de milimoles de cada reagente.
2- Veja qual dos reagentes está em excesso.
3- Calcule a molaridade do reagente em excesso: n0 mmol / V total (mL)
3
4- Depois calcule o pH
EXERCÍCIO 6- Calcule o pH para as misturas. 6a -75,0 mL de HNO3 0,625 mol/L é misturado com 35,0 mL de Ca(OH)2 0,625 mol/L.
Qual o pH desta solução? (1,55) 6b-15,0 mL de Na(OH) 0,35 mol/L é misturada a 150,0 mL de H2SO4 0,0175 mol/L. Qual
o pH desta mistura? ( neutro) 6c- 15,0 mL de Na(OH) 0,35 mol/L é misturada a 150,0 mL de H2SO4 0,0170 mol/L. Qual
o pH desta mistura? (13,18)
7 CALCULE O pH QUANDO ÁCIDOS FORTES SÃO MISTURADOS
Lembre-se que se duas soluções forem misturadas ambos serão diluídos. Então é preciso que você
primeiro calcule a molaridade de cada ácido, na mistura. Depois você pode calcular o pH. Como os
dois ácidos são forte a concentração total de prótons vai ser dada pela soma de todos os prótons. O
número de milimoles, para cada ácido, será obtido pelo produto: Molaridade x volume (mL).A
concentração de equilíbrio, [H+], dos íon hidrônios, provenientes da dissociação da água, será
desprezível. Você pode verificar isto.
7a- 25,00 mL de HNO3 0,025 molar são misturados a 85,00 mL de HCl 0,18 molar. Qual
o pH desta mistura?
1) O que é uma solução tampão? Que outras denominações recebe? Apresente misturas que formem soluções tampão. Qual a equação para determinar o pH para uma solução tampão que atue: 3a) em pH ácido? 3b) em pH básico.
2) Qual dos ácidos apresenta maior constante global: H2SO3 ou H3PO4 ( na ordem: sulfuroso, fosfórico)
8- SOLUÇÕES DOS ÁCIDOS FRACOS.
EXERCÍCIO 8- Calcule o pH para as soluções dos ácidos fracos.
8 a- Calcule o pH de uma solução de HNO2 0,120 molar.( 2,036)
8 b- Calcule a concentração de íons hidrônios, e o respectivo pH, de uma solução de cloreto de
anilina 2,0 . 10-4 molar. K do ácido: 2,52 . 10 -5 ( 5,94 .10-5 e 4,23)
C2H5NH3Cl C2H5NH3+ + Cl1-
C2H5NH3+ + H2O C2H5NH2 + H3O+
8c- Qual o percentual de ionização de uma solução 1,00 molar de ácido
cianídrico(0,0020%)
Para você calcular o percentual de ionização primeiro você calcula a concetração dos íons H+, no
equilíbrio; depois divida pela concentração inicial, do ácido; multiplique por 100 para obter a resposta
em percentual.
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8d- Qual o percentual de ionização para o ácido fórmico, HCOOH numa solução 0,0010
molar? ( 34%)
8e- O pH de uma solução de ácido benzóico(C6H5-COOH) é 2,778 quando o ácido está
em concentração 0,072 molar. Qual a constante deste ácido?(6,3 .10-3)
C6H5-COOH + H2O C6H5-COO+ + H3O+
Calcule a concentração de íons H+ a partir do pH. Pela estequiometria da reação você determina
você determina as outras concentrações, no equilíbrio. Estes dados você aplica na equação da
constante e acha o seu valor.
8f – calcule a molaridade de uma solução de ácido acético que está 2,00% dissociada.
(0,045 molar)
8g- Que concentração de ácido acético é necessária para se obter uma solução de pH
3,45 ? ( 7,1.10-3)
9 - SOLUÇÕES DE BASES FRACAS.
EXERCÍCIO 8- Calcule o pH para as soluções de bases fracas.
9 a- Calcule a concentração e o pH numa solução de NH3 0,0750 molar.( 1,15 .10-3 e 11,06)
9b – Uma solução de amônia (NH3) está 4,3 % dissociada. Qual a concentração os íons no
equilíbrio e qual o pH desta solução?
10 SOLUÇÕES TAMPÃO
Também denominadas de reguladoras ou buffer.
EXERCÍCIO 10-responda com exemplos com que se pede. 10a- O que é uma solução tampão? 10b-Que outras denominações recebe? 10c-Apresente misturas que formem soluções tampão. 10d-Qual a equação para determinar o pH para uma solução tampão que atue: em pH ácido? em pH básico. (você pode deduzir esta equação do mesmo modo que deduzimos para ácido).
10e- Qual dos ácidos apresenta maior constante global: H2SO3 ou H3PO4. Você acha a constante global multiplicando as equações parciais entre si.
EXERCÍCIO 11
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11a- Calcular o pH de uma solução tampão formada por 0,1 molar de ácido acético e 0,1 molar
de acetato de sódio.(pH =4,74)
11b-Em relação ao exercício anterior, qual o pH da soluçao quando se dissolve a massa de
NaOH suficiente para se obter uma solução 0,01 molar desta base?(pH = 4,84)
11c- que volume de solução de ácido acético 0,1 molar deve ser adiciuonadoi a 100 mL
de solução de acetato de sódio 0,1 molar para se obter uma solução de pH:
C1- 3,74 ( adiciona-se 1000 mL de ácido acético)
C2 – 5,74 ( adiciona-se 10 mL de ácido acético )
11d- Para se preparar uma solução reguladora de pH mistura-se 100 mL de ácido
fórmico (HCOOH) 23 molar com 3 mL de hidróxido de amônio 15 molar. Qual o pH
desta solução? ( 2,05)
11e- Qual deve ser a relação entre as concentrações de ácido fórmico (HCOOH) e de
seu sal formato de sódio (HCOO Na) numa solução tampão para que seu pH seja
2,25?( [ácido] / [sal] = 31,6)
12- HIDRÓLISE DE ÍONS E PH DE SOLUÇÕES SALINAS.
EXERCÍCIO 12-para os sais dos exercícios seguinte determine o pH de sua soluções. Mostre
a reação de hidrólise responsável pelo pH
12 a- Uma solução 0,1 molar de acetato de sódio, (CH3COONa).(pH = 8,88)
12 b- Uma solução 0,1 molar de cianeto de sódio,(NaCN). (pH = 11,10)
12 c- 0,1 molar de cloreto de amônio, (NH4Cl). (pH = 5,12)
12 d- 0,1 molar de acetato de amônio, (CH3COONH4). ( pH = 7,00)
12 e- 0,1 molar de cianeto de amônio, (NH4CN), ( pH = 9,22)
Os problemas d/ e contém ambos os íons sofrendo hidrólise. Isto significa que tanto o ácido
conjugado como a base conjugada irão contribuir para o pH do sistema. Nestes casos é melhor você
resolver aplicando a equação. pH = ½ pK(H2O) + ½ pK (ácido) – ½ pK(base). Note que para estes
sais o pH é independente da concentração do sal. Você consegue justificar por quê?
12 f- 0,1 molar de sulfeto de sódio, (Na2S). (pH =12,76)
12g – 0,1 molar de fosfato de sódio, (Na3PO4). (pH =12,58)
12 h – 0,1 molar de sulfeto de amônio,((NH4)2S). (pH = 9,25)
12 i – 0,1 molar de (NH4)2CO3( pH = 9,19)
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Use a fórmula: pH =pK(água) – pK(base) + p[NH4OH] + p[NH4+]
12 j – 0,1 molar de NaHS ( pH =9,97
12 k – 0,1 molar de Na2HPO4. (pH = 4,67)
13 COMPOSTOS POUCO SOLÚVEIS
13 a – Se a solubilidade do carbonato de cálcio,(CaCO3) é de 0,0069 g/L, Qual o produto de
solubilidade destes sal? ( 4,8 .10-9)
Lembre-se que a constante de solubilidade é expressa em mol/L, (mmol/mL). Assim você deve transformar a
solubilidade que é dada em g/L para mol/L. Com o dado da molaridade e a estequiometria do sal você
determina a molaridade de cada íon para colocar na expressão da constante.
13 b- Se a solubilidade do Fe(OH)3 é de 2.10-8 g/L,qual a sua constante de solubilidade?( 3,2
.10-32)
13 c- Determine a molaridade do ‘ion chumbo II (Pb2+) na solução de cada um dos sais:
PbSO4 com constante de solubilidade 1,6 .10-8 e PbI2 com constante de solubilidade 1,1.10-9
(1,3 .10-4 mol/L 6,49 .10-4 mol/L )
13 d- Calcule a diminuição da solubilidade do AgCl quando na solução deste sal estiver
presente NaCl na concentração 0,01 molar.(730 vezes)
Para fazer este problema você acha a concentração de cloreto, na solução de NaCl. Este íon é comum ao sal de
cloreto de prata. Então na presença de cloreto de sódio, há uma maior quantidade de cloreto o que requer mais
prata sendo retirada da solução saturada. Assim é de esperar que a solubilidade do sal fique menor. Com a
concentração de cloreto total que será colocada na equação da constante você determina a solubilidade do AgCl
que é a mesma do Ag+ na solução.A solubilidade encontrada na presença do NaCl é então comparada com a
solubilidade somente na presença de água.
13 e- A concentração do íon Ag+numa solução saturada de oxalato de prata (Ag2C2O4) é
2,2.10-4 molar. Calcule a constante de solubilidade do oxalato de prata. (5,0 .10-12)
13 f- Se o produto do Pb(IO3)2 é 2,5 .10-13, qual a solubilidade deste sal em g/L?
13 g- Numa solução a concentração de Ag+ é 4 .10-3 molar.Qual a concentração mínima de
cloreto para formar AgCl precipitado?( qualquer valor que exceda 5.10-8 molar formará AgCl
sólido).
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