Lista de Exercícios 2 -2023-2

Universidade Federal do Paraná – Setor de Ciências Exatas /Departamento de Química Setor de Ciências Agrárias/Curso de Engenharia Agronômica CQ206 – Química Geral – Parte Teórica – Lista de Exercícios 2 Prof. Dr. Flávio Massao Matsumoto (fmatsumo@ufpr.br, http://www.quimica.ufpr.br/fmatsumo) 1. A reação N2O4(g) ⇌ 2NO2(g) é endotérmica. O que irá ocorrer com o estado de equilíbrio se ocorrer: a) aumento de temperatura; b) diminuição de volume? 2. O que irá acontecer com o equilíbrio químico 2CrO4 2−(aq) + 2H+(aq) ⇌ Cr2O7 2−(aq) + H2O(l) se for adicionado: a) ácido sulfúrico; b) hidróxido de sódio; c) ácido acético; d) amônia; e) hidrogenossulfato de sódio (sal ácido) e f) carbonato de potássio (sal básico)? 3. A uma solução de AgNO3 adicionou-se uma solução de NaCl, resultando na formação de um precipitado branco. Ao se adicionar solução de NH3, o precipitado foi dissolvido. Em seguida, ao adicionar solução de HNO3, ocorreu novamente a precipitação. Explique as observações citadas, levando em consideração os seguintes equilíbrios químicos: AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl−(aq) Ag+(aq) + 2NH3(aq) ⇌ [Ag(NH3)2]+(aq) NH3(aq) + H+(aq) ⇌ NH4 +(aq) 4. Para cada um dos seguintes compostos iônicos, escreva as equações químicas de equilíbrio do sólido com a sua solução aquosa e a expressão matemática do quociente de reação: AgI; PbS; CaF2; Ag2S; La(OH)3; AgBrO3; PbSO4; Ag2CO3; Hg2Cl2; Ni3 (PO4)2. 5. O sulfeto de chumbo tem Kps=3×10−28. a) Qual é o quociente de reação de uma solução com [Pb2+] = 3,975×10 15 − mol L–1 e [S2−] = 3,975×10 15 − mol L–1? Ela é insaturada, saturada ou supersaturada? b) Qual é o quociente de reação de uma solução com [Pb2+] = 1,732×10 14 − mol L–1 e [S2−] = 1,732×10 14 − mol L–1? Ela é insaturada, saturada ou supersaturada? c) Qual é o quociente de reação de uma solução com [Pb2+] = 2,223×10 −11 mol L–1 e [S2−] = 2,223×10 11 − mol L–1? Ela é insaturada, saturada ou supersaturada? 6. O cloreto de mercúrio(I) tem Kps=1,2×10−18. a) Qual é o quociente de reação de uma solução com [Hg2 2+] = 2,32×10 8 − mol L–1 e [Cl−] = 4,64×10 8 − mol L–1? Ela é insaturada, saturada ou supersaturada? b) Qual é o quociente de reação de uma solução com [Hg2 2+] = 6,69×10 7 − mol L–1 e [Cl−] = 1,34×10 6 − mol L–1? Ela é insaturada, saturada ou supersaturada? c) Qual é o quociente de reação de uma solução com [Hg2 2+] = 9,81×10 6 − mol L–1 e [Cl−] = 1,96×10 5 − mol L–1? Ela é insaturada, saturada ou supersaturada? 7. Misturou-se uma solução de AgNO3 com outra de KBrO3. O produto de solubilidade do AgBrO3 é Kps=5,5×10 5 − . Em quais situações ocorrerá precipitação? Responda com base nos respectivos valores de quociente de reação. a) [Ag+] = 0,0051 mol L–1 e [BrO3 −] = 0,0013 mol L–1. b) [Ag+] = 0,047 mol L–1 e [BrO3 −] = 0,0082 mol L–1. c) [Ag+] = 0,0012 mol L–1 e [BrO3 −] = 0,0010 mol L–1. 8. Misturou-se uma solução de La(NO3)3 com outra de NaOH. O produto de solubilidade do La(OH)3 é Kps=2×10 21 − . Em quais situações ocorrerá precipitação? Responda com base nos respectivos valores de quociente de reação. a) [La3+] = 4,24×10 4 − mol L–1 e [OH−] = 6,47×10 5 − mol L–1. b) [La3+] = 4,95×10 8 − mol L–1 e [OH−] = 7,86×10 4 − mol L–1. c) [La3+] = 1,03×10 8 − mol L–1 e [OH−] = 7,67×10 6 − mol L–1. 9. Qual é a solubilidade do BaCO3 (Kps=5,0×10 9 − )? Qual é a concentração de cada um dos íons? 10. Qual é a solubilidade do CaF2 (Kps=3,9×10 11 − )? Qual é a concentração de cada um dos íons? CQ206 – Lista 2 –1 11. Qual é a solubilidade do Ni3 (PO4)2 (Kps=4,74×10 32 − )? Qual é a concentração de cada um dos íons? 12. Calcule a solubilidade de PbSO4 (Kps = 1,6×10−8) em: a) água pura; b) solução de Na2SO4 0,10 mol L−1; c) solução de Pb(NO)2 0,20 mol L−1. 13. Calcule a solubilidade de Cu(IO3)2 (Kps = 7,4×10 8 − ) em: a) água pura; b) solução de CuSO4 0,025 mol L 1 − ; c) solução de KIO3 0,45 mol L 1 − . 14. A constante de auto–ionização da água tem os seguintes valores a diferentes temperaturas: Kw(10°C) = 2,92×10–15; Kw (24°C) = 1,000×10–14; Kw (60°C) = 9,61×10–14. a) Calcule os valores de pH para as diferentes temperaturas. b) Por que a água é sempre neutra, mesmo que o pH seja diferente de 7? c) Quando uma solução é ácida? E quando é básica? 15. Os seguintes ácidos são fortes: HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3 e H2SO4. Escreva a equação da reação de dissociação ácida de cada um dos ácidos em água. 16. Calcule os valores de [H+], [OH–], pH e pOH de uma solução de ácido forte HCl de concentração: a) 1,00 mol L 1 − ; b) 0,100 mol L 1 − ; c) 0,0728 mol L 1 − ; d) 0,00100 mol L 1 − ; e) 1,00×10 8 − mol L 1 − . Observação: na questão (e) não se deve usar aproximações. 17. Faça o mesmo que o exercício anterior com a base forte NaOH. 18. O ácido fluorídrico (HF) é um ácido fraco de Ka = 6,3×10 4 − . a) Qual é a concentração de H+ em uma solução 0,0500 moL L 1 − de HF? b) Qual é o pH da solução da questão (a)? c) Qual é pH de uma solução 0,00125 moL L 1 − de HF? 19. A piridina (C5H5N) é uma base fraca de Kb = 1,7×10 9 − . a) Qual é a concentração de OH− em uma solução 0,125 moL L 1 − de C5H5N? b) Qual é a concentração de H+ em uma solução 0,125 moL L 1 − de C5H5N ? c) Qual é o pH da solução da questão (b)? d) Qual é pH de uma solução 0,00500 moL L 1 − de C5H5N ? 20. O ácido acético (CH3CO2H) é um ácido fraco de Ka = 1,8×10 5 − . a) Qual é a concentração de H+ em uma solução 0,100 moL L 1 − de CH3CO2H? b) Qual é o pH da solução da questão (a)? c) Qual é pH de uma solução 0,0100 moL L 1 − de CH3CO2H? 21. O acetato (CH3CO2 −) é a base conjugada do ácido acético (CH3CO2H). a) Qual é o valor de constante de dissociação básica (Kb) do acetato? b) Qual é o pH de uma solução 0,100 moL L 1 − de acetato de sódio (NaCH3CO2)? c) Qual é o pH de uma solução 0,0088 moL L 1 − de acetato de sódio? 22. A amônia (NH3) é uma base fraca de Kb = 1,8×10 5 − . a) Qual é a concentração de OH− em uma solução 0,100 moL L 1 − de NH3? b) Qual é a concentração de H+ em uma solução 0,100 moL L 1 − de NH3? c) Qual é o pH da solução da questão (b)? d) Qual é pH de uma solução 0,0100 moL L 1 − de NH3? 23. O amônio (NH4 +) é o ácido conjugado da amônia (NH3). a) Qual é o valor de constante de dissociação ácida (Ka) do amônio? b) Qual é o pH de uma solução 0,100 moL L 1 − de cloreto de amônio (NH4Cl)? c) Qual é o pH de uma solução 0,0029 moL L 1 − de acetato de sódio? 24. O que é uma solução tampão? Qual é a sua utilidade? 25. Calcule o pH da solução tampão ácido acético e acetato para cada combinação de concentrações de par conjugado ácido-base. a) [CH3CO2H] = 0,100 moL L 1 − e [CH3CO2 −] = 0,100 moL L 1 − . b) [CH3CO2H] = 0,100 moL L 1 − e [CH3CO2 −] = 0,0100 moL L 1 − . c) [CH3CO2H] = 0,0100 moL L 1 − e [CH3CO2 −] = 0,100 moL L 1 − . CQ206 – Lista 2 –2 26. Calcule o pH da solução tampão amônio e amônia para cada combinação de concentrações de par conjugado ácido-base. a) [NH4 +] = 0,100 moL L 1 − e [NH3] = 0,100 moL L 1 − . b) [NH4 +] = 0,100 moL L 1 − e [NH3] = 0,0100 moL L 1 − . c) [NH4 +] = 0,0100 moL L 1 − e [NH3] = 0,100 moL L 1 − . 27. O ânion diidrogenofosfato (H2PO4 −) tem Ka = 6,17×10 8 − . Qual é o pH de uma solução tampão com [H2PO4 −] = 0,38 moL L 1 − e [HPO4 2−] = 0,67 moL L 1 − ? 28. O ânion hidrogenossulfato (HSO4 −) tem Ka = 1,02×10 2 − . Qual é o pH de uma solução tampão com [HSO4 −] = 0,43 moL L 1 − e [SO4 2−] = 1,00 moL L 1 − ? Respostas das questões numéricas 5.a) 1,58×10 29 − ; b) 3,00×10 28 − ; c) 4,94×10 22 − . 6.a) 4,99×10 23 − ; b) 1,20×10 18 − ; c) 3,77×10 15 − . 7.a) 6,6×10 6 − ; b) 3,9×10 4 − ; c) 1,2×10 6 − . 8.a) 1,15×10 16 − ; b) 2,40×10 17 − ; c) 4,65×10 22 − . 9. 7,0×10 6 − mol L–1; [Ba2+] = [CO3 2−] = 7,0×10 6 − mol L–1. 10. 2,1×10 4 − mol L–1; [Ca2+] = 2,1×10 4 − mol L–1; [F−] = 4,2×10 4 − mol L–1.11. 2,13×10 7 − mol L–1; [Ni2+] = 6,39×10 7 − mol L–1; [PO4 3−] =4,26×10 7 − mol L–1. 12.a) 1,3×10 4 − mol L–1; b) 8,0×10 8 − mol L–1; c) 1,6×10 7 − mol L–1. 13.a) 2,6×10 3 − mol L–1; b) 8,6×10 4 − mol L–1; c) 1,7×10 7 − mol L–1. 14.a) 7,27 (10°C); 7,00 (24°C); 6,51. 16.a) [H+] = 1,00 mol L 1 − e pH = 0,00; b) [H+] = 0,100 mol L 1 − e pH = 1,00; c) [H+] = 0,0728 mol L 1 − e pH = 1,14; d) [H+] = 0,00100 mol L 1 − e pH = 3,00; e) [H+] = 1,05×10 7 − mol L 1 − mol L 1 − e pH = 6,98. 17.a) [H+] = 1,00×10 14 − mol L 1 − e pH = 14,00; b) [H+] = 1,00×10 13 − mol L 1 − e pH = 13,00; c) [H+] = 1,37×10 −13 mol L 1 − e pH = 12,86; d) [H+] = 1,00×10 11 − mol L 1 − e pH = 11,00; e) [H+] = 9,55×10 8 − mol L 1 − mol L 1 − e pH = 7,02. 18.a) 5,6×10 3 − moL L 1 − ; b) 2,25; c) 3,05. 19.a) 1,46×10 6 − moL L 1 − ; b) 6,86×10 10 − moL L 1 − c) 9,16; d) 8,46. 20.a) 1,34×10 3 − moL L 1 − ; b) 2,87 c) 3,37. 21.a) 5,56×10 10 − ; b) 8,87; c) 8,34. 22.a) 1,34×10 3 − moL L 1 − ; b) 7,46×10 12 − moL L 1 − c) 11,13; d) 10,62. 23. a) 5,56×10 10 − ; b) 5,13; c) 5,90. 25.a) 4,74; b) 3,47; c) 5,74. 26.a) 9,25; b) 8,25; c) 10,25. 27. 7,46. 28. 2,36. CQ206 – Lista 2 –3