Lista II (Princípios de Equilíbrios Químicos)

Lista II (Princípios de Equilíbrios Químicos)

ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química, 5ª edição. Bookman, 2012

1- Examine o equilíbrio CO

(g)

+ H

2

O

(g)

⇌

CO

2(g)

+ H

2(g)

.

a) Se a pressão parcial do CO

2(g)

aumentar, o que acontece com a pressão parcial do H

2(g)

?

b) Se a pressão parcial do CO

diminui, o que acontece com a pressão parcial de CO

2

?

c) Se a concentração de CO aumenta, o que acontece com a pressão parcial do H

2

?

d) Se a concentração de H

2

O diminui, o que acontece com a constante de equilíbrio da reação?

2- Examine o equilíbrio CH

4(g)

+ 2O

2(g)

⇌ CO

2(g)

+ 2H

2

O

(g)

.

a) Se a pressão parcial de CO

2

aumenta, o que acontece com a pressão parcial de CH

4(g)

?

b) Se a pressão parcial de CH

4(g)

diminui, o que acontece com a pressão parcial do CO

2

?

c) Se a concentração do CH

4

aumenta, o que acontece com a constante de equilíbrio da reação?

d) Se a concentração de H

2

O diminui, o que acontece com a concentração de CO

2

?

3- Determine se os reagentes ou os produtos são favorecidos pelo aumento da pressão total (resultado

da compressão) em cada um dos seguintes equilíbrios. Se nenhuma mudança o correr, explique por

quê.

a) 2O

3(g)

⇌ 3O

2(g)

b) H

2

O

(g)

+ C

(s)

⇌ H

2(g)

+ CO

(g)

c) 4NH

3(g)

+ 5O

2(g)

⇌ 4NO

(g)

+ 6H

2

O

(g)

d) 2HD

(g)

⇌ H

2(g)

+ D

2(g)

e) Cl

2(g)

⇌

2Cl

(g)

4- Diga, para cada um dos equilíbrios, se haverá deslocamento na direção dos reagentes ou dos

produtos quando a temperatura aumenta.

a) N

2

O

4(g)

⇌ 2NO

2(g)

, ∆Hº = +57KJ

b) X

2(g)

⇌ 2X, em que X é um halogênio

c) Ni

(g)

+ 4CO

(g)

⇌ Ni(CO)

4

, ∆Hº = -161KJ

d) CO

2(g)

+ 2NH

3(g)

⇌ CO(NH

2

)

2(g)

+ H

2

O

(g)

, ∆Hº = -90KJ

5- Uma mistura consistindo de 2,23 x 10

-3

_{mol de N}

2

e 6,69 x 10

-3

mol de H

2

em um recipiente de 500

mL foi aquecida até 600 K e deixada para atingir o equilíbrio. Mais amônia será formada se essa

mistura em equilíbrio for aquecida até 700 K? Para N

2

(g) + 3H

2

(g) ⇌ 2NH

3

(g), K = 1,7x10

-3

a 600 K

e 7,8x10

-5

a 700 K.

6- Escreva as fórmulas para os ácidos conjugados de (a) CH

3

NH

2

(metilamina); (b) hidrazina, NH

2

NH

2

;

(c) HCO

3-

. Escreva a fórmula para as bases conjugadas de: (d) HCO

3-

; (e) C

6

H

5

OH (fenol); (f)

CH

3

COOH.

7- Escreva os dois equilíbrios de transferência de prótons que demonstram o caráter anfiprótico de:

a) HCO

3

-b) HPO

4

8- O valor de K

w

da água na temperatura do corpo (37ºC) é 2,1. 10

-14

.

a) Qual a molaridade dos íons H

3

O

+

e o pH da água neutra , em 37ºC?

b) Qual a molaridade de OH

-

na água neutra, em 37ºC?

9- Dê o valor de K

a

dos seguintes ácidos:

a) Ácido fosfórico, H

3

PO

4

, pK

a1

= 2,12

b) Ácido fosforoso, H

3

PO

3

, pK

a1

= 2,00

c) Ácido selenoso, H

2

SeO

3

, pK

a1

= 2,46

d) Íon hidrogenosselenato, HSeO

4-

, pK

a2

= 1,92

e) Liste os ácidos em ordem crescente de força.

10- Sugira uma explicação para a diferença entre as forças de:

a) Ácido acético e ácido triclo-acético

b) Ácido acético e ácido fómico.

11- Calcule os valores de pH e pOH das seguintes soluções em água:

a) 0,29M CH

3

COOH

(aq)

b) 0,29M CCl

3

COOH

(aq)

c) 0,29M HCOOH

(aq)

d) Explique as diferenças em pH levando em conta a estrutura molecular.

12- Calcule o pH de:

a) 6,55.10

-7

M HClO

4(aq)

b) 7,49.10

-8

M HI

(aq)

c) 9,78.10

-8

M KOH

(aq)

d) 8,23.10

-7

M NaNH

2

Lista 5 de Fundamentos de Química – Equilíbrio químico

5.1) Uma mistura consistindo de 2,23 x 10-3_{mol de N}

2 e 6,69 x 10-3 mol de H2 em um recipiente de 500 mL foi

aquecida até 600 K e deixada para atingir o equilíbrio. Mais amônia será formada se essa mistura em equilíbrio for aquecida até 700 K? Para N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g), K = 1,7x10-3 a 600 K e 7,8x10-5 a 700 K.

5.2) O valor da constante de equilíbrio K para a reação 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) é 3,0 x 104 a 700 K. Determine

o valor de Kc para as reações:

a) 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

b) SO3(g) SO2(g) + 1/2O2(g)

5.3) A 500 o_{C, K}

c = 0,061 para N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g). Se análises mostram que a composição é 3,00 mol/L

de N2, 2,00 mol/L de H2 e 0,500 mol/L de NH3, a reação está em equilíbrio? Se não, em que direção desloca-se a

5.4) Uma mistura de reação consistindo de 2,00 mol de CO e 3,00 mol de H2 é colocada dentro de um recipiente de

reação de 10,0 L e aquecida até 1.200K. No equilíbrio, 0,478mol de CH4 estava presente no sistema. Determine o

valor de Kc para a reação CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g).

5.5) A reação de fotossíntese é 6CO2(g) + 6H2O(l) C6H12O6(aq) + 6O2(g), e H0 = 2.802 kJ. Suponha que a reação

esteja em equilíbrio. Explique a consequência (tendência de mudança na direção de formação dos produtos ou reagentes ou nenhuma consequência) que cada uma das mudança propostas terá sobre a reação: (a) pressão parcial do O2 é aumentada; (b) o sistema é comprimido; (c) a quantidade de CO2 é aumentada; d) a temperatura é

aumentada; e) algum C6H12O6 é removido; f) água é adicionada; g) a pressão parcial do CO2 é diminuída.

5.6) Uma mistura de 0,0560 mol de O2 e 0,0200 mol de N2O é colocada em um recipiente de reação de 1,00 L a 25 o_{C. Quando a reação 2N}

2O(g) + 3O2(g) 4NO2(g) está no equilíbrio, 0,0200 mol/L de NO2 está presente. (a)

Quais são as concentrações no equilíbrio? (b) Qual é o valor de Kc?

5.7) Desejamos separar íons magnésio de íons bário através de precipitação seletiva. Qual ânion, fluoreto ou carbonato, seria a melhor escolha para obtermos esta precipitação? Por quê?

5.8) A fluoretação do abastecimento de água de uma cidade produz uma concentração de íons fluoreto próximo a 5 x 10-5 _{mol/L. Se a cidade for abastecida com água dura (a água contém íons Ca}2+_{), CaF}

2 pode se precipitar durante o

processo de fluoretação. Qual é a concentração máxima de íons Ca2+ _{que pode estar presente em solução para não}

ocorrer precipitação durante a fluoretação?

5.9) Indique se Ag2CO3 irá se precipitar em uma solução formada por uma mistura contendo 100 mL de AgNO3(aq)

1,0 x 10-4 _{mol/L e 100 mL de Na}

2CO3(aq) 1,0 x 10-4 mol/L.

5.10) Freqüentemente é útil o conhecimento sobre a possibilidade de dois íons serem separados por precipitação seletiva de uma solução. Geralmente, uma separação 99 % é considerada “separada”.

Considerando uma solução contendo Pb2+_{(aq) 0,010 mol/L e Ag}+_{(aq) 0,010 mol/L, íons cloreto são adicionados a}

partir de uma solução de cloreto de sódio: (a) Determine a concentração de cloreto necessária para a precipitação de cada cátion. (b) Qual cátion irá precipitar primeiro? (c) Qual a molaridade do primeiro cátion a precipitar quando se inicia a precipitação do segundo cátion? (d) Determine a porcentagem do primeiro cátion que permanece na solução no início da precipitação do segundo.

5.11) A reação da fotossíntese é 6CO2(g) + 6H2O(l)  C6H12O6(aq) + O2(g), e Ho = +2.802kJ. Suponha que a reação está em

equilíbrio. Explique a conseqüência (tendência de mudança na direção dos reagentes, tendência de mudança na direção dos produtos ou não ter conseqüência alguma) que cada uma das mudanças terá sobre a composição no equilíbrio: (a) a pressão parcial do O2 é aumentada; (b) o sistema é comprimido; (c) a quantidade de CO2 é aumentada; (d) a temperatura é aumentada; (e) algum

C6H12O6 é removido; (f) água é adicionada; (g) a pressão parcial do CO2 é diminuída.

5.12) (a) Qual a molaridade de íons Ag+ _{requerida para a formação de um precipitado quando adicionado a NaCl(aq) 1,0 x 10}-5

mol/L? (b) Que massa de AgNO3 precisa ser adicionada para o início da precipitação em 100 mL de solução em (a)?

TABELAS

Tabela 5.1. Produtos de solubilidade a 25o_C

Composto Fórmula Kps Composto Fórmula Kps

Hidróxido de alumínio Al(OH)3 1,0x10-33 Fluoreto de chumbo(II) PbF2 3,7x10-8

Sulfeto de antimônio Sb2S3 1,7x10-93 Iodato de chumbo(II) Pb(IO3)2 2,6x10-13

Carbonato de bário BaCo3 8,1x10-9 Iodeto de chumbo(II) PbI2 1,4x10-8

Fluoreto de bário BaF2 1,7x10-6 Sulfato de chumbo(II) PbSO4 1,6x10-8

Sulfato de bário BaSO4 1,1x10-10 Sulfeto de chumbo(II) PbS 8,8x10-29

Sulfeto de bismuto Bi2S3 1,0x10-97 Fosfato de amônio e

magnésio

MgNH4PO4 2,5x10-13

Carbonato de cálcio CaCO3 8,7x10-9 Carbonato de magnésio MgCO3 1,0x10-5

Fluoreto de cálcio CaF2 4,0x10-11 Fluoreto de magnésio MgF2 6,4x10-9

Hidróxido de cálcio Ca(OH)2 5,5x10-6 Hidróxido de magnésio Mg(OH)2 1,1x10-11

Sulfato de cálcio CaSO4 2,4x10-5 Cloreto de mercúrio(I) Hg2Cl2 1,3x10-18

Iodato de crômio(III) Cr(IO3)3 5,0x10-6 Iodeto de mercúrio(I) Hg2I2 1,2x10-28

Brometo de cobre(I) CuBr 4,2x10-8 _{Sulfeto de mercúrio(II),}

preto

HgS 1,6x10-52

Cloreto de cobre(I) CuCl 1,0x10-6 _{Sulfeto de mercúrio(II),}

vermelho

HgS 1,4x10-53

Iodeto de cobre(I) CuI 5,1x10-12 _{Hidróxido de níquel(II) Ni(OH)}

2 6,5x10-18

Sulfeto de cobre(I) Cu2S 2,0x10-47 Brometo de prata AgBr 7,7x10-13

Iodato de cobre(II) Cu(IO3)2 1,4x10-7 Carbonato de prata Ag2CO3 6,2x10-12

Oxalato de cobre(II) Cu(C2O4) 2,9x10-8 Cloreto de prata AgCl 1,6x10-10

Sulfeto de cobre(II) CuS 1,3x10-36 _{Hidróxido de prata AgOH 1,5x10}-8

Hidróxido de ferro(II) Fe(OH)2 1,6x10-14 Iodeto de prata AgI 8x10-7

Sulfeto de ferro(II) FeS 6,3x 0-18 _{Sulfeto de prata Ag2S 6,3x10}-51

Hidróxido de ferro(III) Fe(OH)3 2,0x10-39 hidróxido de zinco Zn(OH)2 2,0x10-17

Brometo de chumbo(II) PbBr2 7,9x10-5 Sulfeto de zinco ZnS 1,6x10-24

Cloreto de chumbo(II) PbCl2 1,6x10-5

RESPOSTAS

5.2) (a) 1,7x106_{; (b) 7,7x10}-4

5.3) Não, a reação segue para produzir mais produtos.

5.4) 3,88

5.5) (a) reagentes; (b) nenhum efeito; (c) produtos; (d) produtos; (e) produtos; (f) nenhum efeito; (g) reagentes.

5.6) (a)[N2O] = 0,0100 mol/L; [O2] = 0,0410 mol/L; [NO2] = 0,0200 mol/L; (b) Kc = 23,2

5.7) Carbonato, porque a diferença de solubilidade é maior.

5.8) [Ca2+_{] máxima permitida = 0,016 mol/L}

5.9) Não

5.10) (a) Uma concentração de Cl- _{de 4,0 x 10}-_{2 mol/L precipitará os íons de chumbo(II). Uma concentração de 1,6 x}

10-8 _{mol/L precipitará os íons Ag}+_{. (b) Os íons Ag}+ _{precipitam primeiro, como AgCl. (c) Quando PbCl}

2 começa a

precipitar, a concentração de Ag+ _{é 4,0 x 10}-9 _{mol/L; (d) 4,0 x 10}-5 _%.

5.11) (a) reagentes; (b) nenhum efeito; (c) produtos; (d) produtos; (e) produtos; (f) nenhum efeito; (g) reagentes. 5.12) (a) 1,6 x 10-5 _{mol/L; (b) 2,7 x 10}-4 _{g de AgNO}

3

5.13) 6,40

Lista Ácidos e bases

7.1) Escreva as fórmulas para os ácidos conjugados de (a) CH3NH2 (metilamina); (b) hidrazina, NH2NH2; (c) HCO3-.

Escreva a fórmula para as bases conjugadas de: (d) HCO3-; (e) C6H5OH (fenol); (f) CH3COOH.

7.2) Identifique na seguinte reação (a) o ácido e a base de Brnsted e (b) a base e o ácido conjugado formados: HNO3(aq) + HPO42-(aq) NO3-(aq) + H2PO4-(aq)

7.3) Outras moléculas e íons além da água podem mostrar comportamento anfiprótico. Escreva os dois equilíbrios de transferência de prótons que demonstram o caráter anfiprótico de (a) HCO3-; (b) HPO42-, e identifique em cada

equilíbrio os pares ácido-base conjugados.

7.4) O valor de Kw para a água à temperatura do corpo (37oC) é 2,5 x 10-14. (a) Quais são a molaridade dos íons H3O+ e

o pH da água neutra a 37 o_{C? (b) Qual é a molaridade de OH}- _{na água neutra a 37} o_C?

7.5) Calcule a molaridade inicial do Ba(OH)2 e as molaridades de Ba2+, OH- e H3O+ em uma solução aquosa que

contém 0,50 g de Ba(OH)2 em 100 mL de solução.

7.6) 10.19 Dê os valores de Ka para os seguintes ácidos: (a) ácido fosfórico, H3PO4, pKa1 = 2,12; (b) ácido fosforoso,

H3PO3, pKa1 = 2,00; (c) ácido selenoso, H2SeO3, pKa1 = 2,46; (d) ácido selênico, H2SeO4, pKa1 = 1,92. (e) Liste os ácidos

em ordem crescente de força.

7.7) Escreva os nomes e as fórmulas para (a) a mais forte e (b) a mais fraca das bases conjugadas dos ácidos listados no Exercício 10.19. (c) Quais são os valores de Kb para estas duas bases? (d) Qual base, dissolvida em água a uma

dada concentração, produziria a solução com o mais alto pH?

7.8) Calcule os valores de pH e pOH das seguintes soluções aquosas: (a) CH3COOH(aq) 0,15 mol/L; (b) CCl3COOH(aq)

0,15 mol/L; (c) HCOOH(aq) 0,15 mol/L.

7.9) Calcule o pH, pOH e a porcentagem de protonação do soluto nas seguintes soluções aquosas: (a) NH3(aq) 0,10

mol/L; (b) NH4OH(aq) 0,0178 mol/L; (c) (CH3)3N(aq) 0,20 mol/L; (d) codeína 0,020 mol/L, sabendo-se que o pKa de

seu ácido conjugado é 8,21. Codeína, um supressor da tosse, é derivado do ópio.

7.10) (a) Quando o pH de uma solução de HClO2(aq) 0,10 mol/L foi medido encontrou-se 1,2. Quais são os valores de

Ka e pKa para o ácido cloroso? (b) O pH de uma solução aquosa 0,10 mol/L em propilamina, C3H7NH2, foi medido

como 11,86. Quais são os valores de Kb e pKb da propilamina?

7.11) Encontre as concentrações iniciais do ácido ou base fracos em cada uma das seguintes soluções aquosas: (a) uma solução de HClO com pH = 4,60; (b) uma solução de hidrazina, NH2NH2, com pH = 10,20.

7.12) A porcentagem de desprotonação do ácido benzóico em uma solução 0,110 mol/L é 2,4%. Quais são o pH da solução e o Ka do ácido benzóico?

7.13) Determine se as soluções aquosas dos seguintes sais têm pH igual a, maior ou menor que 7. Se pH > 7 ou pH < 7, escreva uma equação química que justifique sua resposta. (a) NH4Br; (b) Na2CO3; (c) KF; (d) KBr; (e) AlCl3; (f)

Cu(NO3)2.

7.14) Calcule o pH das seguintes soluções: (a) NaCH3CO2(aq) 0,20 mol/L; (b) NH4Cl(aq) 0,10 mol/L; (c) AlCl3(aq) 0,10

mol/L; (d) KCN(aq) 0,15 mol/L.

7.15) Calcule o pH do H2SO4(aq) 0,15 mol/L a 25oC.

7.16) Calcule o pH das seguintes soluções de ácidos dipróticos a 25o_{C, ignorando a segunda deprotonação somente}

quando a aproximação é justificada: (a) H2CO3(aq) 0,010 mol/L; (b) (COOH)2(aq) 0,10 mol/L; (c) H2S(aq) 0,20 mol/L.

7.17) Calcule as concentrações de H2CO3, HCO3-, CO32-, H3O+ e OH- presentes no Na2CO3(aq) 0,0456 mol/L.

7.18) Sob quais condições o pH de soluções poderia ser (a) negativo; (b) menor que 14?

7.19) (a) Escreva os equilíbrios de transferência de prótons em solução aquosa para o fenol e para o NH4+. (b) Calcule

o pKa para cada um. (c) Qual deles é o ácido mais forte?

7.20) A água pesada, D2O, é usada em alguns reatores nucleares. A constante de equilíbrio de autoprotólise KD2O

para a água pesada a 25 o_{C é 1,35 x 10}-15_{. (a) Escreva a equação química para a autoprotólise da D}

2O. (b) Avalie o

pKD2O a 25 ºC. (c) Calcule as molaridades de D2O+ e OD- na água pesada neutra a 25 ºC. (d) Avalie o pD e o pOD da

água pesada neitra a 25 ºC. (e) Encontre a relação entre pD, pOD e pKD2O.

7.21) (a) O pH de uma solução aquosa 0,025 mol/L de uma base é 11,6. Qual é o pKb da base e o pKa de seu ácido

conjugado? (b) A porcentagem de protonação do tiazol (uma base orgânica) em uma solução 0,0010 mol/L é 5,2x10 -3_{%. Quais são o pH da solução e o K}

b do tiazol? (Nesse caso, você deve considerar a autoprotólise da água).

RESPOSTAS

7.1) (a) CH3NH3+; (b) NH2NH3+; (c) H2CO3; (d) CO32-; (e) C6H5O-; (f) CH3CO2

-7.2) (a) Ácido de Bronsted: HNO3; base de Bronsted: HPO4-; (b) base conjugada a HNO3: NO3-; ácido conjugado a

-7.3) (a) HCO3- como um ácido: HCO3-(aq) + H2O(l) CO32-(aq) + H3O+(aq); HCO3- e CO32- formam um par

ácido-base conjugado no qual HCO3- é o ácido e CO32- é a base. H2O e H3O+ formam um par ácido-base conjugado, no qual

H2O é a base e H3O+ é o ácido. HCO3- como uma base: HCO3-(aq) + H2O(l) H2CO3(aq) + OH-(aq); HCO3- e H2CO3

formam um par ácido-base conjugado no qual HCO3- é a base e H2CO3 é o ácido. H2O e OH- formam um par

ácido-base conjugado, no qual H2O é o ácido e OH- é a base. (b) HPO42-(aq) + H2O(l) PO43-(aq) + H3O+(aq); HPO42- e

PO43- formam um par ácido-base conjugado, no qual HPO42- é o ácido e PO43- é a base. H2O e H3O+ formam um par

ácido-base conjugado, no qual H2O é a base e H3O+ é o ácido. HPO42- como uma base: HPO42-(aq) + H2O(l)

H2PO4-(aq) + OH-(aq). HPO42- e H2PO4- formam um par ácido-base conjugado no qual HPO42- é a base e H2PO4- é o

ácido. H2O e OH- formam um par ácido-base conjugado, no qual H2O é o ácido e OH- é a base.

7.4) [H3O]+ = 1,6x10-7mol/L; pH = 6,80; (b) 1,6x10-7mol/L

7.5) A concentração inicial de Ba(OH)2 é 2,9x10-2mol/L. Como Ba(OH)2 é uma base forte, esta é a concentração de

Ba2+ _{em solução; a concentração de íons OH}- _{é 5,x10}-2_{mol/L; a concentração de íons H}

3O+ é 1,7x10-13mol/L.

7.6) (a) 7,6x10-3_{; (b) 0,010; (c) 3,60x10}-3_{; (d) 0,012; (e) HSeO}

3 < H3PO4 < H3PO3 < H2SeO4

7.7) (a) HSeO3-; (b) HSeO4-; (c) Kb (HSeO3-) = 2,9x10-12, Kb(HSeO4-) = 8,3x10-13; (d) HSeO3

-7.8) 10.43 (a) pH = 2,80, pOH = 11,20; (b) 0,96, pOH = 13,04; (c) pH = 2,28, pOH = 11,72 7.9) (a) pOH = 2,89; pH = 11,11; 1,3 % ionizado

(b) pOH = 4,85; pH = 9,15; 0,082 % ionizado (c) pOH = 2,44; pH = 11,56; 1,8 % ionizado (d) pOH = 3,74; pH = 10,26; 0,89 % ionizado

7.10) (a) Ka = 0,1; pKa = 1,0; (b) Kb = 5,7x10-4; pKb = 3,25

7.11) (a) 0,021mol/L; (b) 0,015mol/L 7.12) pH = 2,5; Ka = 6,5x10-5

7.13) (a) menor que 7, NH4+(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NH3(aq); (b) maior que 7, H2O(l) + CO32- HCO3

-(aq) + OH-_{(aq); (c) maior que 7, H}

2O(l) + F- HF(aq) + OH-(aq); (d) neutro; (e) menor que 7, Al(H2O)63+(aq) +

H2O(l) H3O+(aq) + Al(H2O)5(OH)2+(aq); (f) menor que 7, Cu(H2O)63+(aq) + H2O(l) H3O+(aq) +

Cu(H2O)5(OH)+(aq)

7.14) (a) 9,02; (b) 5,12; (c) 2,92; (d) 11,23 7.15) 0,80

7.16) (a) 4,18; (b) 1,28; (c) 3,80

7.17) [H2CO3] = 2,3x10-8 mol/L; [HCO3-] = 0,0028 mol/L; [CO32-] = 0,0428 mol/L; [H3O+] = 3,6x10-12 mol/L

7.18) (a) [H3O+] > 1 mol/L; (b) [OH-] > 1 mol/L

7.19) (a) C6H5OH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + C6H5O-(aq), NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq); (b)

pKa(C6H5OH) = 9,89, pKa(NH4+) = 9,25; (c) NH4+ é o ácido mais forte.

7.20) (a) 2D2O(l) D3O+(aq) + OD-(aq) ; (b) 14,870; (c) [D3O+] = [OD-] = 3,67x10-8mol/L; (d) pD = pOD = 7,43;

(e) pD + pOD = pKD2O = 14,870

TABELAS

Tabela 7.1. Constantes de acidez a 25o_C

Ácido Ka pKa

Ácido tricloroacético 3,0x10-1 _0,52

Ácido benzeno sulfônico 2,0x10-1 _0,70

Ácido iódico 1,7x10-1 _0,77 Ácido sulfuroso 1,5x10-2 _1,81 Ácido cloroso 1,0x10-2 _2,00 Ácido fosfórico 7,6x10-3 _2,12 Ácido cloroacético 1,4x10-3 _2,85 Ácido lático 8,4x10-4 _3,08 Ácido nitroso 4,3x10-4 _3,37 Ácido fluorídrico 3,5x10-4 _3,45 Ácido fórmico 1,8x10-4 _3,75 Ácido benzóico 6,5x10-5 _4,19 Ácido acético 1,8x10-5 _4,75 Ácido carbônico 4,3x10-7 _6,37 Ácido hipocloroso 3,0x10-8 _7,53 Ácido hipobromoso 2,0x10-9 _8,69 Ácido bórico* 7,2x10-10 _9,14 Ácido cianídrico 4,9x10-10 _9,31 Fenol 1,3x10-10 _9,89 Ácido hipoiodoso 2,3x10-11 _10,64

Tabela 7.2. Pares conjugados de ácido-base organizados pela força

Nome do ácido Fórmula Fórmula da base Nome

Ácido forte Base muito fraca

Ácido iodídrico HI I- _{Íon iodeto}

Ácido perclórico HClO4 ClO4- Íon perclorato

Ácido bromídrico HBr Br- _{Íon brometo}

Ácido clorídrico HCl Cl- _{Íon cloreto}

Ácido sulfúrico H2SO4 HSO4- Íon hidrogenossulfato

Ácido clórico HClO3 ClO3- Íon clorato

Ácido nítrico HNO3 NO3- Íon nitrato

Íon hidrônio H3O+ H2O

Água

Ácido hidrogenossulfato HSO4- SO42- Íon sulfato

Ácido fluorídrico HF F- _{Íon fluoreto}

Ácido nitroso HNO2 NO2- Íon nitrito

Ácido acético CH3COOH CH3CO2- Íon acetato

Ácido carbônico H2CO3 HCO3- Íon hidrogenocarbonato

Ácido sulfídrico H2S HS- Íon hidrogenossulfeto

Íon amônio NH4+ NH3 Amônia

Ácido cianídrico HCN CN- _{Íon cianeto}

Íon hidrogenocarbonato HCO3- CO32- Íon carbonato

Íon metilamônio CH3NH3+ CH3NH2 Metilamina

Água H2O OH-

Íon hidróxido

Amônia NH3 NH2- Íon amida

Hidrogênio H2 H- Íon hidreto

Metano CH4 CH3- Íon metila

Íon hidróxido OH- _O2- _{Íon óxido}

Ácido muito fraco Base forte

Tabela 7.3. Constantes de acidez dos ácidos polipróticos

Ácido Ka1 pKa1 Ka2 pKa2 Ka3

Ácido sulfúrico forte 1,2x10-2 _1,92

Ácido oxálico 5,9x10-2 _{1,23 6,5x10}-5 _4,19 Ácido sulfuroso 1,5x10-2 _{1,81 1,2x10}-7 _6,91 Ácido fosforoso 1,0x10-2 _{2,00 2,6x10}-7 _6,59 Ácido fosfórico 7,6x10-3 _{2,12 6,2x10}-8 _{7,21 2,1x10}-13 Ácido tartárico 6,0x10-4 _{3,22 1,5x10}-5 _4,82 Ácido carbônico 4,3x10-7 _{6,37 5,6x10}-11 _10,25 Ácido sulfídrico 1,3x10-7 _{6,89 7,1x10}-15 _14,15

Tabela 7.4. Constantes de basicidade

Base

Kb pKb Uréia, CO(NH2)2 1,3x10-14 13,90 Anilina, C6H5NH2 4,3x10-10 9,37 Piridina, C5H5N 1,8x10-9 8,75 Hidroxilamina, NH2OH 1,1x10-8 7,97 Nicotina, C10H14N2 1,0x10-6 5,98 Morfina, C17H19O3N 1,6x10-6 5,79 Hidrazinha, NH2NH2 1,7x10-6 5,77 Amônia, NH3 1,8x10-5 4,75 Trimetilamina, (CH3)3N 6,5x10-5 4,19 Metilamina, CH3NH2 3,6x10-4 3,44 Dimetilamina, (CH3)2NH 5,4x10-4 3,27 Etilamina, C2H5NH2 6,5x10-4 3,19 Trietilamina, (C2H5)3N 1,0x10-3 2,99

Lista III (Princípios de Equilíbrios Químicos)

ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química, 5ª edição. Bookman, 2012

1. Escreva as etapas do equilíbrio de transferência de prótons da desprotonação de:

a. Ácido sulfúrico H

2

SO

4

;

b. Ácido arsênico H

3

AsO

4

;

c. Ácido ftálico C

6

H

4

(COOH)

2

;

2. Calcule o pH das seguintes soluções de ácidos dipróticos, em 25ºC. Ignore a segunda desprotonação

somente quando a aproximação for justificada:

a. 0,010 M H

2

CO

3(aq)

;

b. 0,10 M (COOH)

2(aq)

;

c. 0,20 M H

2

S

(aq)

;

3. Calcule as concentrações de H

2

CO

3

, HCO

3-

, CO

32-

, H

3

CO

+

e OH

-

presentes em 0,0456 M H

2

CO

3(aq)

.

4. Determine o pH e o pOH de :

a. Uma solução que é 0,50 M NaHSO

4(aq)

e 0,25 M Na

2

SO

4(aq)

;

b. Uma solução que é 0,50 M NaHSO

4(aq)

e 0,10 M Na

2

SO

4(aq)

;

c. Uma solução que é 0,50 M NaHSO

4(aq)

e 0,50 M Na

2

SO

4(aq)

;

5. O pH de 0,40 M HF(aq) é 1,93. Calcule a mudança de pH quando 0,356 g de fluoreto de sódio é

adicionado a 50,0 mL da solução. Ignore a mudança de volume.

6. Calcule o pH da solução que resulta da mistura de:

a. 0,10 L de 0,020 M (CH

3

)

2

NH(aq) com 0,30 L de 0,030 M (CH

3

)

2

NH

2

Cl(aq);

b. 65,0 mL de 0,010 M (CH

3

)

2

NH(aq) com 10,0 mL de 0,150 M (CH

3

)

2

NH

2

Cl(aq);

c. 50,0 mL de 0,015 M (CH

3

)

2

NH(aq) com 125 mL de 0,015 M (CH

3

)

2

NH

2

Cl(aq).

7. Calcule o volume de 0,150 M HCL(aq) necessário para neutralizar:

a. A metade;

b. Todos os íons hidróxidos de 25 mL de 0,110 M NaOH(aq);

c. Qual a molaridade dos íons Na

+

no ponto estequiométrico?

d. Calcule o pH das soluções após a adição de 20,0 mL de 0,150 M HCl(aq) a 25,0 mL de 0,110 M

NaOH(aq).

Gabarito da Lista III (Princípios de Equilíbrios Químicos)

ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química, 5ª edição. Bookman, 2012

1.

2.

(a) 4,18; (b) 1,28; (c) 3,80.

3.

4.

5.

O pH aumenta 1,16

7.