Problemas da disciplina de Química II

Problemas da disciplina de Química II

Instituto Superior Técnico

Problemas da parte de equilíbrios ácido-base

2013 – 2014

Problemas compilados por:

João Costa Pessoa e Rita Delgado

O conteúdo deste ficheiro destina-se exclusivamente aos alunos da

disciplina de Química II do Instituto Superior Técnico do 2º

semestre do ano lectivo de 2013-2014. Não pode ser manipulado ou

Concentrações e Diluições

1.1 Pesaram-se, em balança analítica, 0,2465 g de NaCl (MM=58,44) que se dissolveram em 100 mL.

Determine a concentração de solução em molaridade e em molalidade. Densidade da solução: 1,000 g/mL.

Resposta: 4,218 ×××× 10−−−−2 M e 4,229 ×××× 10−−−−2 m

1.2 a) Quantos mililitros de uma solução de ácido sulfúrico (98 % em peso e d=1,84 g/mL) são

necessários para preparar 2 litros de uma solução de concentração 1,2 M?

b) Admita que o ácido da solução preparada está totalmente dissociado. Qual a concentração

de H+? Qual o pH da solução?

Resposta: (a) ~130,4 mL e (b) [H+] = 2,4 M e p[H+] = -0,38

1.3 a) Determine a molaridade e a molalidade de uma solução de ácido clorídrico comercial:

37,0 % em peso e densidade 1,188 g/mL. M.M.(HCl) = 36,46

b) Quantos mililitros de HCl comercial são necessários para preparar 1 litro de uma solução

0,100 M ?

Resposta: (a) C ≈≈≈≈ 12,1 M e 16,1 m e (b) ~8,3 mL em proveta

1.4 Quantos mililitros de NaOH 10,00 M são necessários para preparar 1 litro de uma solução 5,00×10−3 M? Qual o pOH e o pH da solução, considerando que o pKw = 14,00?

Resposta: pOH = 2,30 e pH = 11,70

1.5 Uma solução com um volume final de 500 mL foi preparada por dissolução de 25,0 mL de metanol (CH3OH, d = 0,7914 g/mL, M.M.= 32,04 mole) em clorofórmio.

a) Determine a molaridade do metanol na solução.

b) Se a solução tiver uma densidade de 1,454 g/mL, determine a molalidade do metanol.

Resposta: (a) 1,23 M e (b) 0,873 m

1.6 1,0000 kg de água pura a 25 oC ocupa um volume de 1,00138 L. Calcule o número de moles de água existente em 1,0000 L, à temperatura de 25 oC.

Ácidos e Bases Monofuncionais

2.1 Calcule o pH da água pura a 20 ºC e a 25 ºC, sabendo que:

(a) Kw (20 ºC) = 6,81 × 10−15 (b) Kw (25 ºC) = 1,00 × 10−14

Respostas: (a) 7,08 e (b) 7,00

2.2 Calcule a concentração em OH− de uma solução com [H3O+] = 1,00 × 10−4 M, a 25 ºC.

Resposta: 1,00 ×××× 10−−−−10 M

2.3 O ião metilamónio (CH3NH3+) tem uma constante de acidez Ka = 2,3 × 10−11. Calcule a constante de basicidade (Kb) da metilamina (CH3NH2) a 25 ºC.

Resposta: 4,3 ×××× 10−−−−4

2.4 Calcule o pH de uma solução. Se fizer aproximações, no final verifique se são válidas. a) 0,010 M em HNO3 (b) 0,010 M em KCN.

A constante de acidez do ácido cianídrico (HCN) é Ka = 6,2 × 10−10.

Resposta: (a) pH = 2,00 (b) pH 10,59

2.5 Qual a concentração de ácido fórmico (HCOOH) existente numa solução diluída deste ácido

que apresente um pH = 3,000? Se fizer aproximações, no final verifique se são válidas.

Dados: temperatura 25 ºC e pKa (HCOOH) = 3,745

Coeficientes de Actividade, Ácidos Polipróticos e

Soluções Tampão

Exemplos de perguntas de resposta múltipla:

M-I.

Numa solução contendo Mg(NO3)2 (0,000200 M), Ca(ClO4)2 (0,00150 M) e HCl (0,00250 M) o coeficiente de actividade do ião Ca2+ é:

Cerca de 0,687 X

Cerca de 0,713 Cerca de 0,733

Dados:

Temperatura = 25 ºC.

Com: A = 0,509 mol

−1/2

L

1/2

M-II.

O ácido cítrico, na sua forma totalmente protonada, pode abreviar-se como: H3C. A 2ª constante de dissociação (Ka2) do ácido cítrico:

Depende apreciavelmente da força iónica até I = 0.01 M _X Depende pouco da força iónica até I = 0.01 M

Não depende da força iónica até I = 0.01 M Dados:

M-III.

A uma solução com 50,0 mL contendo Na2CO3 (0,00250 M) e NaOH (0,00250 M) foram adicionados 31,50 mL de uma solução de HCl (0,0100 M). O pH da solução fica:

Dados: Ka1(H2CO3) = 6,31 × 10−8, Ka2(H2CO3) = 6,31 × 10−12

M-IV.

O pH de uma solução 0.0400 M em borato de sódio e 0.0100 M em ácido bórico (HB) é:

Cerca de: 9,84 _X

Cerca de: 8,63 Cerca de: 5,37 Cerca de: 4,16

Dados: A Kb (constante de basicidade) para o sistema ácido bórico/borato é de 1.72 × 10−5.

Cerca de 7,1 _X

Cerca de 4,5 Cerca de 9,2

M-V.

Uma solução com 150,0 mL contendo ácido cítrico (0,0123 M) foi titulada com uma solução de NaOH (0,215 M). Para que volume de titulante pode ser facilmente detectado (por exemplo com um indicador adequado) o 1º ponto de equivalência?

Cerca de: 25,7 mL

_X

Cerca de: 17,2 mL

Cerca de: 8,6 mL

Dados: Ka1(H3Cit) = 7,45×10−4, Ka2(H3Cit) = 1,73×10−5, Ka3(H3Cit) = 4,02×10−7.

M-VI.

O pH de uma solução 0,0100 M em trimetilamina ((CH3)3N) e 0,0400 M em cloreto de trimetilamónio ((CH3)3NH + Cl−) é: Cerca de: 4,20 Cerca de: 9,20

_X

Cerca de: 6,56 Dados:

2.6

Determine o pH e o pOH de uma solução que resulta da mistura de 15,00 mL de HNO3 0,0500 M, 25,0 mL de Ca(NO3)2 0,0600 M e 10,00 mL de KCl 0,020M, à temperatura de 25 oC. Considere a influência dos coeficientes de actividade usando a equação de Debye-Huckel.

Dados: Parâmetros a usar na eq. de Debye-Huckel:

A = 0,509 mol−1/2 L1/2; B = 0,328×1010 m−1 mol−1/2 L1/2;

a para o ião H3O+ : 9×10−10; a no caso geral : 3×10−10

Resposta: pOH = 12,09 (considerando coeficientes de actividade);

pOH = 12,176 (não considerando coeficientes de actividade, sendo I=0,109 M))

2.7

Determine o valor de pH de uma solução 0.400 M em NH3 e 0.100 M em NH4Cl

Dados: A Kb (constante de basicidade) para o sistema NH3/NH4+ é de 1.75 × 10−5 .

Resposta: pH ≈≈≈≈ 9,84

2.8

Determine os pHs de soluções de hidrogenoftalato de potássio (KHA) 0,010 M e 0,10 M. Despreze o efeito da força iónica. Verifique se as aproximações feitas para resolver a questão são válidas ou não.

Constantes de dissociação do ácido ftálico: pKa1 = 2,950 e pKa2 = 5,408

Resposta: 4,20 e 4,18

2.10

A cisteína, cuja estrutura na sua forma completamente protonada é um ácido triprótico H3NCH(CH2SH)CO2H.Cl- (H3A+Cl-), com as seguintes constantes de dissociação:

Ka1 = 1,95×10−2; K a2 = 4,4×10−9; K a3 = 1,70×10−11

Suponha que a 25,00 mL de uma solução de cisteína 0,011 M, na sua forma completamente protonada (H₃A+.Cl-), se adicionaram 15,00 mL de uma solução de nitrato de sódio 0,50 M e 10,00 mL de NaOH 0,0275 M.

a) Determine [H+] e o pH da solução depois da adição de NaOH. Deduza a expressão de que necessita para os cálculos, justificando as aproximações se as houver. Considere K_w = 1,00×10−14. Despreze o efeito da força iónica.

b)Qual o valor de pH da solução se não desprezasse o efeito da força iónica? Justifique a sua resposta.

2.11

. Uma toma de 20,00 mL de uma solução de carbonato de sódio 0,100 M foi titulada com uma

solução padrão de ácido clorídrico 0,250 M. Sabendo que as constantes de dissociação do ácido carbónico são: Ka1 = 4,2×10−7 e Ka2 = 4,8×10−11:

a) Determine [H+] e o pH da solução após a adição de 16,00 mL da solução de HCl. Deduza a expressão que precisa nos cálculos, e despreze o efeito da força iónica.

b)Determine a força iónica da solução de (a). Tendo em conta este valor da força iónica redetermine o [H+] e o pH da solução.

c) Verifique se poderia utilizar o alaranjado de metilo para visualizar algum dos pontos de equivalência da titulação indicada neste problema, sabendo que pKind = 3,7. Sendo o vermelho a cor ácida do indicador e amarelo a sua cor básica, explique o funcionamento deste indicador.

Resposta:

(a) [H+] = 1,53 ×××× 10−−−−4 e pH = 3,82 e (b) [H+] = 2,04 ×××× 10−−−−4 e {p[H+]=3,69 e pH ≈≈≈≈3,82}.

2.12

A uma solução com 100,0 mL contendo Na2CO3 (0,0250 M) foram adicionados 19,00 mL de uma solução de HCl (0,200 M). Faça uma estimativa do pH da solução.

Dados: Ka1(H2CO3) = 4,45×10−7, Ka2(H2CO3) = 4,69×10−11.

Resposta: pH ≈≈≈≈ 6,32.

2.13

Pesaram-se 0,527 g de uma amostra, que contém Na2CO3, NaHCO3 e impurezas inertes. Dissolveu-se a amostra em 4,00 mL de água e adicionaram-se 2 gotas do indicador fenolftaleína. A amostra dissolvida foi titulada com HCl 0,109 M, tendo-se gasto 15,70 mL para atingir a viragem do indicador. Em seguida, adicionaram-se 4 gotas do indicador alaranjado de metilo e prosseguiu-se a titulação com o mesmo titulante (HCl 0,109 M), tendo-se gasto mais 28,10 mL até à viragem do último indicador adicionado.

a) Determine a percentagem de Na2CO3 e de NaHCO3 na amostra.

b)Verifique se o indicador alaranjado de metilo é adequado para a titulação descrita. Faça a dedução das expressões de que necessita para os cálculos e justifique as aproximações, se as houver. Não considere o efeito da força iónica.

Dados: Constantes de dissociação do ácido carbónico: Ka1 = 4,45×10−7; K a2 = 4,69×10−11 Fenolftaleína - zona de viragem: 8,0 - 9,6 (incolor/vermelho);

Alaranjado de metilo - zona de viragem : 3,1 - 4,4 (vermelho/amarelo). MM (Na2CO3) = 106; MM (NaHCO3) = 84

Resposta: (a) 34,4 % de Na2CO3 e 21,5 % de NaHCO3 na amostra; (b) o [H+] =

1,69××××10−−−−4 no 2º ponto de equivalência, ou seja, p[H+] = 3,77; o indicador alaranjado de metilo é adequado para detectar este ponto de equivalência.

2.15

Juntaram-se 10,0 mL de solução de NaOH 0,0250 M a 25,00 mL de uma solução de ácido

bórico 0,0200 M (o pKa do ácido bórico é 9,23).

a) Faça uma estimativa do pH da solução resultante da mistura considerando unitários os

coeficientes de actividade relevantes. Verifique se as aproximações que fez são válidas ou não.

b) Calcule o valor do poder-tampão da solução resultante. Respostas:

(a) [H+] = 10−−−−9.23; as aproximações são válidas. (b) Poder tampão = 8,21××××10−−−−3 M.

2.16

Qual é a massa de glicolato de sódio que deve ser adicionada a 250,0 mL duma solução de

ácido glicólico 1,00 M para produzir uma solução-tampão de pH = 4,000. Calcule o valor do poder-tampão desta solução.

Valor de Ka = 1,48×10−4 para o ácido glicólico.

Resposta: (a) Massa = 36,6 g; poder tampão = 1,37 M

2.17

Misturaram-se 0,0100 mol de NaH2PO4 com 0,0200 mol de Na2HPO4 e ajustou-se o volume a 1 L num balão volumétrico. Calcule a [H+] e o valor do poder-tampão desta solução. Os valores de pKa do ácido fosfórico são pKa1 = 2,12; pKa2 =7,20; pKa3 = 12,3. Verifique as aproximações feitas.

Resposta: [H+] = 3,15××××10−−−−8 poder tampão = 0,015 M.

2.19

Pretende-se preparar uma solução tampão de pH = 3,50 a partir do ácido salicílico (ver

fórmula abaixo), cujas constantes de dissociação são: pKa1 = 2,97 e pKa2 = 13,74.

Quantos mililitros de uma solução de NaOH 0,202 M se devem adicionar a 25,0 mL de uma solução de ácido salicílico 0,0233 M para obter a referida solução tampão de pH = 3,50? Deduza a expressão que precisa nos cálculos. MM (ácido salicílico) = 138,12.

Resposta: Volume = 2,03 mL ; o usar a eq. de Henderson no cálculo do pH conduz a alguns erros e convém ter uma ordem de grandeza desses erros.

CO₂H

2.20

Quantos gramas de carbonato de sódio (MM = 105,99) se devem misturar com 5,00 g de

bicarbonato de sódio (MM = 84,01) para preparar 100,00 mL de uma solução tampão com pH = 10,00? Deduza a expressão que precisa nos cálculos, e despreze o efeito da força iónica. Constantes de dissociação do ácido carbónico: pKa1 = 6,352; pK a2 = 10,329.

Resposta: 2,958 g de carbonato de sódio; as aproximações feitas ao aplicar a eq. de Henderson no cálculo do pH são válidas.

2.22

Dissolveu-se 4,620 g de bicarbonato de sódio (NaHCO3; M.M. = 84,007) em 250,00 mL de água. Adicionaram-se 140,0 mL de uma solução de HCl (0,2500 M).

Calcule o pH da solução obtida, desprezando a influência da força iónica. Indique quais são as aproximações feitas nos cálculos efectuados.

Dados: constantes de acidez para o ácido carbónico (H2CO3): Ka1 = 4,45 × 10−7 e Ka2 = 4,69 × 10−11

Resposta: pH ≈≈≈≈ 6,11

2.23

Uma solução com 200,0 mL contendo H3PO4 (0,001 M), HCl (0,002 M) e NaNO3 (0,004 M) foi titulada com uma solução de NaOH (0,02 M). Determine o volume para o 1º ponto de equivalência da titulação.

Dados: Ka1(H3PO4) = 10−2,15, Ka2(H3PO4) = 10−7,15, Ka3(H3PO4) = 10−12,4.

Resposta: 30,0 mL

2.24

A uma solução com 50,0 mL contendo Na2CO3 (0,00250 M) e NaOH (0,00250 M) foram adicionados 31,50 mL de uma solução de HCl (0,0100 M). Determine aproximadamente o pH da solução.

Dados: Ka1(H2CO3) = 6,31 × 10−8, Ka2(H2CO3) = 6,31 × 10−12

2.25

Um volume de 100,00 mL de uma amostra que contém H2SO4 e H2SO3 foi titulada com uma solução de hidróxido de sódio 0,0502 M, tendo-se gasto 38,07 mL para atingir o primeiro ponto de equivalência e mais 8,18 mL para atingir o segundo ponto de equivalência.

a) Sabendo que se procedeu a uma titulação potenciométrica e, tendo em conta as constantes de

dissociação dos ácidos sulfúrico e sulfuroso, faça um esboço da curva de titulação obtida no doseamento da amostra. Justifique sucintamente a posição (aproximada) de todos os patamares da curva.

b) Determine as concentrações do ácido sulfúrico e do ácido sulfuroso na amostra. Explique

sucintamente os vários passos dos cálculos.

c) Determine (aproximadamente) o pH da solução após a adição de um volume de titulante de 43,0 mL.

Justifique as aproximações que fizer.

Dados: Constantes de dissociação do ácido sulfúrico: Ka1 =

∞

∞

∞

∞

e pKa2 = 1,99 Constantes de dissociação do ácido sulfuroso: pKa1 = 1,91 e pKa2 = 7,12

Resposta: b) C(H2SO3) = 4,11 ×××× 10−−−−3 M e C(H2SO4) = 7,50 ×××× 10−−−−3 M c) pH ≈≈≈≈ 7,36

2.26.

A Vitamina C (ácido ascórbico) é um ácido diprótico (H2A) e tem a fórmula molecular C6H8O6 e a massa molar de 176 g/mol. Dispõe-se de um suplemento de Vitamina C que consiste numa mistura que contém dois sais de sódio do ácido ascórbico, NaHA e Na2A e material inerte solúvel.

Tomou-se 505 mg deste suplemento e dissolveu-se em água de forma a ter uma solução com 50,0 mL e titulou-se esta solução com HCl de concentração 0,0725 M. Nesta titulação

encontraram-se dois “pontos de equivalência”: um para o volume de 7,50 mL e outro para 30,00 mL (no total) da solução de HCl.

a) Calcule a % em peso dos dois sais de ácido ascórbico (NaHA e Na2A) presentes no suplemento de Vitamina C. Justifique muito resumidamente a resposta.

b) Calcule o pH (aproximado) para 20,00 mL de adição da solução de HCl.

Justifique muito resumidamente a resposta.

Sugestão: faça um esboço da curva de titulação esperada antes de resolver as alíneas (a) a (c). Dados: Para o ácido ascórbico: Ka1 = 6,3 × 10−5, Ka2 = 2,5 × 10−12

Massa molar do sal NaHA = 198 g/mol. Massa molar do sal Na2A = 220 g/mol.

Resposta: (a) Na2A = 23,7 % e NaHA = 42,6 % (b) pH = 4,10

2.27.

Calcule das concentrações das espécies presentes numa solução de uma ácido fraco HA, com concentração analítica de 1.00 × 10−3 M. O ácido fraco tem Ka = 6,75 × 10−6.

Problemas da disciplina de Química II

Instituto Superior Técnico

Problemas da parte de Reacções de Precipitação

2013 – 2014

Problemas compilados por:

Rita Delgado e João Costa Pessoa

O conteúdo deste ficheiro destina-se exclusivamente aos alunos da

disciplina de Química II do Instituto Superior Técnico do 2º semestre

do ano lectivo de 2013-2014. Não pode ser manipulado ou copiado

para nenhum outro fim.

Reacções de Precipitação

9.01

- A solubilidade do sulfato de cálcio é 0,67 g/L. Calcule o valor do K

sp

do CaSO

4

.

Resp.: 2,4

××××

10

−−−−5

.

9.02a

- Calcular a solubilidade do Mg(OH)

2

em água.

Dados: K

_sp

(Mg(OH)

₂

) = 7,1

×

10

−12

.

Verificar aproximações feitas.

Resp.: 1,2

××××

10

−−−−4

M.

9.02b

- Calcular a solubilidade do Fe(OH)

2

em água em g/100 mL.

Dados: K

sp

(Fe(OH)

2

) = 1,60

×

10

− 14

.

Resp.: 1,43

××××

10

−−−−4

g/100 mL.

9.03

- (a) O valor de K

sp

do AgBr é de 5,2

×

10

−13

. Calcule a solubilidade do AgBr.

Resp.: 7,2

××××

10

−−−−7

M.

(b) Adicionou-se AgNO

3

a uma solução que contém KBr com concentração 0,020 M. Qual a

solubilidade do AgBr nestas condições. Verificar aproximações feitas.

Resp.: 2,6

××××

10

−−−−11

M.

9.04

– Adicionaram-se exactamente 100.0 mL de BaCl

2

(0.0040 M) a exactamente 300.0 mL de

K

2

SO

4

(0.0080 M). Irá formar-se um precipitado?

Dados: K

_sp

(BaSO

₄

) = 1,1

×

10

−10

.

9.05

- Calcular a solubilidade do oxalato de cálcio numa solução tamponizada com pH = 4.00

Dados: K

sp

[Ca(C

2

O

42−

)] = 2,3

×

10

−9

. K

a1

= 5,36

×

10

−2

e K

a2

= 5,42

×

10

−5

.

Resp.: 8,1

××××

10

−−−−5

M.

9.06

– Considere que parte de uma solução de FeCl

2

com concentração 0,0030 M.

(a) Admitindo que adiciona uma base, qual o pH a partir do qual precipita o Fe(OH)

2

?

Resp.: pOH = 5,64 e pH = 8,36.

(b) Admitindo que a base que adiciona é amónia, qual a concentração total da amónia (ou

seja: NH

3

+ NH

4+

) nessas condições?

Dados: K

sp

(Fe(OH)

2

) = 1,6

×

10

−14

. K

b

(NH

3

) = 1,8

×

10

−5

.

Resp.: > 2,6

××××

10

−−−−6

M.

9.07

– Calcule a solubilidade molar do AgCl numa solução de [NH

3

] = 0.20 M.

Dados: K

sp

(AgCl) = 1,6

×

10

−10

e

β

[Ag(NH

3

)

2

] = 1,26

×

10

7

.

Resp.: 9,0

××××

10

−−−−3

M.

9.1

a) Calcule a solubilidade do iodato de bário em solução aquosa.

K

ps

[Ba(IO

3

)

2

] = 1,57

×

10

−9

.

Resp.: 7,32

××××

10

−−−−4

M.

b) Calcule a solubilidade do iodato de bário numa solução aquosa em que existe

iodato de sódio em concentração 0,0100 M. Verificar aproximações feitas.

Resp.: 1,57

××××

10

−−−−5

M (a solubilidade diminuiu).

9.5

Calcule o valor da solubilidade do brometo de prata numa solução que contém NH

3

em

concentração igual a 0,0200 M.

Produto de solubilidade do AgBr K

ps

= 5,20

×

10

− 13

.

Constantes de formação de complexos amoniacais de prata: K

1

=1,59

×

10

3

;

K

2

=6,76

×

10

3

.

9.7

Calcule o valor da solubilidade do iodeto de chumbo numa solução que contém iodeto

de sódio em concentração igual a 0,10 M.

Produto de solubilidade de PbI

2

K

ps

= 7,9

×

10

−9

.

Constantes de formação de iodocomplexos de chumbo

β

₁

=1,0

×

10

2

;

β

₂

=1,4

×

10

3

;

β

3

=8,3

×

10

3

;

β

4

= 3,0

×

10

4

.

Resp.: 2.87

××××

10

−−−−5

M.

9.9

Determine a solubilidade do cromato de prata (Ag

2

CrO

4

) nos três casos seguintes:

a)

em água;

Resp.: 7,8

××××

10

−−−−5

M.

b)

numa solução de nitrato de prata 0,050 M. Compare com o resultado da alínea

anterior.

Resp.: 7,6

××××

10

−−−−10

M.

c)

numa solução que contém amónia, cujo valor de [NH

3

] = 0,010 M. Comente o

resultado por comparação com os valores de solubilidade obtidos nas alíneas

anteriores.

Resp.: 8,26

××××

10

−−−−3

M.

Produto de solubilidade do cromato de prata: 1,9

×

10

−12

.

Constantes de formação parciais dos complexos amoniacais de prata:

K

1

= 1585; K

2

= 6761. (atenção: é preciso saber o significado de K

1

e K

2

)

9.10

a) Determine a solubilidade do fosfato de cálcio a pH = 13,00.

Deduza a expressão que utilizar.

Resp.: 7,75

××××

10

−−−−7

M.

b) Redetermine a solubilidade do fosfato de cálcio, mas a pH = 7,2. Deduza a expressão

que utilizar e comente o resultado comparando-o com o obtido em a).

Resp.: 1,1

××××

10

−−−−4

M.

Produto de solubilidade do fosfato de cálcio = 2,00

×

10

−29

.

9.11

O produto de solubilidade do Ag

2

(Ox), em que Ox é o anião oxalato

2−

é de 3,5

×

10

−11

.

Considerando a solubilidade intrínseca como desprezável, indique qual a solubilidade

do Ag

2

(Ox) numa solução contendo NH

3

{sendo [NH

3

] = 0,0100 M}.

Dados: constantes de formação parciais dos amino-complexos de prata:

K

1

= 10

3,31

e K

2

= 10

3,91

(atenção: é preciso saber o significado de K

1

e K

2

).

Considere que o pH é suficientemente elevado para que a totalidade do oxalato em solução

esteja na forma de Ox

2−

. Considere os coeficientes de actividade como unitários.

Resp.: Cerca de 2,9

××××

10

−−−−2

M.

9.12

O sulfureto de zinco(II) (ZnS) é um composto que tem um produto de solubilidade K

ps

=

3

×

10

−23

.

Suponha que introduzia uma pequena quantidade de ZnS no fundo de um balão volumétrico de

1 L e adicionava um tampão até ao respectivo traço, de forma a que o pH da solução do balão

era tamponizado a 3,000. Determine a solubilidade do ZnS nessas condições. Não considere a

influência dos coeficientes de actividade. Deduza a expressão que utilizar e indique as

aproximações que eventualmente fizer.

Dados: Constantes de dissociação do ác. sulfídrico (H

2

S): K

a1

(H

2

S) = 9,6

×

10

−8

, K

a2

(H

2

S) =

1,3

×

10

−14

.

Resposta: a) S

≈≈≈≈

1,5

××××

10

−−−−4

M

9.13

O produto de solubilidade do iodeto de prata é de 8,3

×

10

−17

. Considerando a solubilidade

intrínseca como desprezável, determine a solubilidade do AgI numa solução contendo NH

3

em

que [NH

₃

] = 0,200 M.

Dados: constantes de formação dos amino-complexos de Ag

+

: log

β

1

= 3,3 e log

β

2

= 8,1.

(atenção: é preciso saber o significado de

β

1

e

β

2

)

9.14

O produto de solubilidade do hidróxido de ferro(III) é de 4,0

×

10

−−−−38

.

a) Determine a solubilidade do Fe(OH)

3

num meio tamponizado a pH = 8,50.

b) Determine a solubilidade do Fe(OH)

3

num meio tamponizado a pH = 8,50 mas que contém

oxalato de sódio {Na

₂

Ox} com uma concentração total de 0,15 M.

Deduza as expressões que utilizar nos cálculos das alíneas (a) e (b) e indique as aproximações

que fizer.

Dados: Constantes de formação parciais dos complexos de Fe

3+

com o oxalato (Ox

2−

):

log K

1

= 9,4; log K

2

= 6,8; log K

3

= 4,0 (atenção: saber o significado de K

1

, K

2

e K

3

)

Resposta: a) S

≈≈≈≈

1,26

××××

10

−−−−21

M b) S

≈≈≈≈

6,8

××××

10

−−−−4

M

9.15

O produto de solubilidade do hidróxido de ferro(III) é de 4,0

×

10

−−−−38

.

Determine a solubilidade do Fe(OH)

3

:

a) num meio tamponizado a pH = 6,50

b) num meio tamponizado a pH = 6,50 mas que contém fluoreto de sódio com uma

concentração total de 0,15 M.

Deduza as expressões que utilizar nos cálculos das alíneas (a) e (b) e indique as

aproximações que fizer.

Dados: Constantes de formação parciais dos complexos de Fe

3+

com o fluoreto (F

−

):

log K

1

= 5,18 ; log K

2

= 3,89 ; log K

3

= 3,03

Resposta: a) S

≈≈≈≈

1,26

××××

10

−15

M

b) S

≈≈≈≈ 5,4

××××

10

−6

M

9.16.

O produto de solubilidade do iodeto de prata é de 8,3

×

10

−17

. Considerando a

solubilidade intrínseca como desprezável, calcule a solubilidade do AgI a pH = 10 numa

solução contendo NH

3

e NH

4+

com uma concentração total de 0,40 M. Justifique

resumidamente as aproximações que fizer.

Dados: constantes de formação dos complexos de Ag

+

com NH

3

: log

β

1

= 3,3 e log

β

2

= 8,1.

K

a

(NH

4+

) = 5,68

×

10

−10

.

Exemplos de Perguntas de Resposta Múltipla

M-I.

O produto de solubilidade do Mg(OH)2 é de 1,2 × 10−11. Considerando a solubilidade intrínseca como desprezável, a solubilidade do Mg(OH)2 numa solução tamponizada a pH = 10 é:

Cerca de 1,2 × 10−3 M X

Cerca de 1.2 × 10−7 M Cerca de 2,3 × 10−4 M

M-II.

Sabendo que o produto de solubilidade do SrF2 é de 2,8 × 10−9, quantos g de fluoreto de estrôncio se podem dissolver em 500,0 mL de solução? Considere que M.M. (SrF2) = 62,31 g/mol e despreze a possibilidade de protonação do F−.

~0,028 g

~0,056 g X

~0,177 g ~0,112 g

M-III.

O produto de solubilidade do Zn(Ox), em que Ox é o anião oxalato2− é de 7,5 × 10−9. Considerando a solubilidade intrínseca como desprezável, indique qual a solubilidade do Zn(Ox) numa solução tamponizada com pH = 3,00. Considere os coeficientes de actividade como unitários.

Dados: Ka1(H2Ox) = 5,6 × 10−2 e Ka2(H2Ox) = 5,42 × 10−5.

Cerca de 3,84 × 10−4 M

_X

Cerca de 8,66 × 10−5 M Cerca de 1,96 × 10−3 M