2974531 quimica geral exercicios resolvidos ph1

Universidade Aberta Química Geral – 607

http://www.univ-ab.pt/disciplinas/dcet/qg607/

REACÇÕES ÁCIDO BASE

Os exercícios seguintes estão directamente relacionados com a matéria exposta no

capítulo 3.3 do manual da disciplina de Química Geral. São apresentados vários tipos

de exercícios – resposta longa, resposta curta, de associação – com o objectivo de

alertar o estudante para as várias abordagens possíveis. É ainda de salientar que nas

respostas apresentadas pretendemos destacar os aspectos que considerámos mais

importantes e consequentemente em algumas delas poderá encontrar informação

adicional.

Q.1. Discuta a força relativa dos seguintes ácidos de Bronsted: SO4H2 e SO3H2 Q.2. Quantos mililitros de uma solução 0,5N de ácido clorídrico são necessários

para neutralizar 10ml de uma solução de hidróxido de sódio obtida por

dissolução de 40g de NaOH em água até perfazer 1l de solução.

Q.3. De acordo com o conceito de Bronsted – Lowry:

a) defina ácido e base b) De entre as seguintes espécies

1. –3HCO

2. –34PO

3. 3NH

4. HCN

5. –42POH

indique, qual ou quais são:

A. ácidos

B. bases

C. anfóteros Q.4. Escreva a reacção de ionização, em água, do ácido clorídrico (HCl)



Q.5. Calcule o pH da solução resultante da mistura de 40 cm3 de uma solução de

concentração 0,0025 mol dm–3 de HCl com 60 cm3 de uma solução de HNO3

de concentração 0,0060 mol dm–3 . Q.6. Titularam-se 20ml de uma solução aquosa de amoníaco 0,1M com 10ml de

uma solução de ácido clorídrico.

a) Calcule a molaridade e o pH da solução de HCl. Apresente todos os cálculos

efectuados.

b) Calcule o valor do pH no ponto de equivalência. Apresente todos os cálculos

efectuados.

Ka (NH4+) = 5,6×10–10

c) O indicador vermelho de clorofenol com uma zona de viragem de 5,2–6,8,

poderá servir para esta titulação? Justifique a sua resposta.

Q.7. Titularam-se 50 cm3 de uma solução aquosa de hidróxido de sódio com 30 cm3

de uma solução de ácido acético 0,20M, à temperatura de 25 °C. Sabendo que

a reacção de neutralização entre o ácido acético (ácido fraco) e o hidróxido de

sódio (base forte) envolve as seguintes etapas:

NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH– (aq) CH3COOH (aq) + OH– (aq) → CH3COO– (aq) + H2O (l) CH3COO– (aq) + H2O (l) → CH3COOH (aq) + OH– (aq)

a) Calcule o pH da solução de NaOH utilizada. Apresente todos os cálculos que efectuar

b) Determine o pH e o pOH no ponto de equivalência. Apresente todos os cálculos

que efectuar.

Kb(CH3COO– ) = 5,6×10–10 c) Numa titulação qual o significado da expressão “ponto de equivalência”?



Q.8. De acordo com o conceito de Brönsted-Lowry indique, para as reacções

apresentadas e para os processos directo e inverso, as substâncias que se

comportam como ácidos e as substâncias que se comportam como bases.

a) (aq) OH (aq) ClO (l) OH (aq) HClO 3

–222

+++ b) (aq) OHC (aq) NH (aq) OHHC (aq) NH –

23242323 ++ +

c) (aq) OH (aq) HOCl (l) OH (aq) OCl 2

– –++ Q.9. À temperatura de 25°C o pH de uma solução aquosa de piridina 0,1M é igual a

9. Sabendo que a reacção de ionização da piridina é dada por:

OH NHHC OH NHC (aq)

–(aq)55(l)2(aq)55 ++ +→

←

Calcule o valor da constante de basicidade da piridina. Justifique quaisquer aproximações que efectuar.

Q.10. O ácido metanóico, HCOOH, é um ácido fraco, cuja constante de acidez à

temperatura de 25 °C tem o valor de 1,8×10–4.

Note que Kw = 1,0×10–14 (a 25 °C)

a) Escreva a equação de ionização do ácido metanóico em solução aquosa. b) Calcule a constante de basicidade, Kb, para a base conjugada do ácido metanóico, a esta temperatura. c) Determine a concentração de H3O+ numa solução aquosa de HCOOH de concentração 0,1moldm–3, a 25 °C.

Q.11. Observou-se que, imediatamente após retirar a rolha de uma garrafa de vinho

de mesa, a concentração de protões era de 3.2×10–4 M. Sabe-se que só

metade do vinho foi consumido e que a outra metade permaneceu na garrafa,

exposto ao ar, durante 20 dias; este último, apresentava uma concentração de

protões igual a 1.0×10–3 M no fim desse período. Calcule o pH do vinho nestas

duas ocasiões. Comente o resultado.



Q.12. À temperatura de 25 °C, o pH de uma solução aquosa 0,048mol/l de ácido

hipocloroso (HClO) é igual a 4.4. Calcule a constante de acidez do referido

ácido, justificando todas as aproximações que efectuar.

Os equilíbrios químicos presentes são:

HClO(aq) + H2O(l) ClO–(aq) + H3O

+(aq)

2H2O(l) H3O

+(aq) + OH

–(aq)

Q.13. Considere as seguintes soluções líquidas à temperatura de 20°C:

Solução I Solução II Solução III

H2O (l) HCO2H (aq) CH3CH2NH2 (aq)

As reacções de ionização do ácido metanóico e da etilamina são:

HCO2H (aq) + H2O (l) HCO2– (aq) + H3O

+ (l)

CH3CH2NH2 (aq) + H2O (l) CH3CH2NH3

+ (aq) + OH

– (aq)

Dados:

)201041.6)()201081.6 4–

22315– CNHCHCHKCK bW

oo ( ( ×=×=

a) Determine a concentração de iões OH– (aq) na solução I

b) Indique os pares conjugados ácido-base na reacção de ionização do ácido

metanóico.

c) Sabendo que o pH da solução III é igual a 12, calcule o valor da concentração inicial da etilamina.

Q.14. O componente activo da aspirina é o ácido acetilsalicílico, HC9H7O4, que

apresenta um Ka igual a 3,0x10−4.

a) Calcule o pH de uma solução, obtida por dissolução de 5,0 mg de ácido acetilsalicílico em 50,0 ml de água.

Dados: HC9H7O4 H+ + C9H7O4−

M(HC9H7O4) = 180,16 g/mol.

b) Indique, justificando, se o grau de acidez de uma solução obtida por diluição da

mesma quantidade de ácido acetilsalisílico em 1l de água será maior ou não.



Q.15. Calcule o pOH de uma solução, à temperatura de 20 ºC, de iodeto de

hidrogénio obtida a partir da dissolução de 0.16 moles desta substância em 2,5 l de água.

Dados: Kw(20ºC) = 6,81x10-15

Ka(HI) ≅ 1,6



Respostas Q.1. De acordo com a definição de Bronsted um ácido é toda a substância que,

quando em solução aquosa, liberta protões – H+;

Os ácidos que, para além do hidrogénio e de outro elemento (central), contém

oxigénio são designados por oxoácidos Para comparar forças de oxoácidos é

necessário dividi-los em dois grupos:

Oxoácidos que têm átomos centrais diferentes pertencentes ao mesmo grupo

da Tabela periódica são tanto mais fortes quanto maior for a

electronegatividade do átomo central (HClO4 > HBrO4):

Oxoácidos com o mesmo átomo central mas em que o número de grupos a

ele ligados é diferente são tanto mais fortes quanto maior o número de

átomos de oxigénio a ele ligados.

Assim, uma solução aquosa de SO4H2, pode ser representada por:

S

OO

–O OHS

O

O

O–

OH S

O

O

O–

OHSH+

+ O

O

OH

OH

E uma solução aquosa de SO3H2 é representada por:

S

O

O–OH

S

O

O–

OHSH+ +

O

OH

OH

Como se pode ver pelas estruturas, a base conjugada de H2SO4 apresenta um maior

número de átomos de oxigénio ligado ao elemento central e consequentemente H2SO4

é o ácido mais forte.



Q.2. A reacção em questão é representada por:

NaOH + HCl NaCl + H2O M(NaOH) = 40g

NaOH é uma base que pode aceitar um protão e portanto a molaridade da

solução vai ser igual à normalidade. Como a solução foi obtida por dissolução de 40g

de NaOH (que é equivalente à massa molar) em 1l de água, então a solução a

molaridade da solução é 1M (= 1N).

É necessário determinar o nº de equivalentes gramas presentes nos 10ml de

solução titulada:

fb × vb = 1× 0,01 = 0,01 eq.gr de NaOH em 10ml de solução

O volume de HCl necessário para neutralizar os 10ml da solução de NaOH é:

fa × va = fb × vb ⇒ 0,5 × va = 1× 0,01

va = 20ml

Q.3. a) Ácido é definido como toda a substância doadora de protões e Base como toda

a substância aceitadora de protões.

b) Relembre que anfóteros são substâncias que podem actuar simultaneamente

como dadores ou como aceitadores de protões. Assim:

A. ácidos 4

B. bases 2, 3

C. anfóteros 1, 5

Q.4. HCl (aq) + H2O (l) → Cl- (aq) + H3O+ (aq)

Q.5. As reacções de ionização completa são:

HCl (aq) + H2O (l) → Cl- (aq) + H3O+ (aq)

HNO3 (aq) + H2O (l) → NO3–

(aq) + H3O+ (aq)



Uma vez que se trata de uma mistura de dois ácidos, a quantidade de H3O+, resulta da

contribuição de ambos, de acordo com:

HCl: mol, dm, mol dm, –– 433 1001040000250 ×=×

HNO3: mol, dm, mol dm, –– 433 1063060000600 ×=×

Total: mol 106,4 106,3100,1 4–4–4– ×=×+×

Logo, a concentração de H3O+ na solução resultante é:

[ ] 3–3–3

4–

3 dm mol 106,4dm 100,0

mol 106,4OH ×=×

=+

Recordando a definição de pH então:

[ ] 3,2)106,4log(–log– 3–3 =×== +OHpH

Q.6. Relembre os conceitos de Molaridade (moles por litro) e pH (= – log [H3O+]).

Comecemos por esquematizar os dados do problema:

[NH3] = 0,1M [HCl] = ?

vNH3 = 20ml vHCl = 10ml

Uma vez que foram necessários 20ml de uma solução 0,1M de NH3 para titular

10ml de uma solução de HCl de concentração desconhecida, podemos concluir que o

número de moles existentes em 20ml da solução de NH3 é igual ao número de moles

existentes em 10ml da solução de HCl titulada.

Assim, e através de regras de proporcionalidade chegamos a:

0,1 moles 1000ml

x moles 20ml mlemNHdemolesx 20102 33– ×=

2×10–3 moles 10ml

y moles 1000ml MmlemHCldemolesy 2,02,0 1000 ==



Conclui-se que a concentração da solução de HCl titulada é de 0,2M.

Sendo o HCl um ácido forte, podemos admitir que todo o ácido se dissocia, o que é

traduzido por:

HCl + H2O → H3O+ + Cl–

e portanto [HCl] = [H3O+]. Como [HCl] = 0,2M, vem:

pH = – log (0,2)

pH = 0,7

b) Vejamos as reacções químicas envolvidas no processo são:

HCl + NH3 → NH4Cl

NH4Cl → NH4+ + Cl–

NH4+ + H2O → NH3 + H3O+

A constante de acidez é definida como:

( )[ ]

+

+×

=+

4

334

NH

OHNHNHka

No ponto de equivalência, o número de moles de NH3 é igual ao número de moles de

HCl, mas o volume total é a soma dos volumes das duas soluções (20+10=30ml). A

concentração de NH3 é dada por:

2×10–3 moles de NH3 30ml de solução

z moles de NH3 1000ml de solução

z = 6,7×10–3 M

Por outro lado, e de acordo com a estequiometria da reacção, a concentração de NH3

é igual à de HCl, e igual à de NH4Cl, que é um sal e em presença de água dissocia-

se completamente, ou seja, a concentração do ião NH4+ é igual à concentração de

NH4Cl.

Assim, por substituição na expressão de ka, obtemos a concentração de H3O+:



[ ]+=×=

×=×

OHx

x

36–

3–

210–

106

107,6106,5

Podemos finalmente calcular o pH no ponto de equivalência:

pH = – log (6×10–6)

pH = 5,22

c) Indicadores são substâncias que apresentam cores distintas em meio ácido e em

meio básico e que permitem detectar o ponto de equivalência. Um indicador para

poder ser usado numa titulação deve apresentar um intervalo de viragem que

abranja a zona de pH na qual se prevê que ocorra o ponto de equivalência. De

acordo com o enunciado o clorofenol apresenta uma zona de viragem cujo limite

inferior coincide com o pH (calculado) do ponto de equivalência, o que significa

que este indicador não é adequado para esta titulação.

Q.7. a) De acordo com o enunciado 30 cm3 de uma solução de ácido acético 0,20M foram

titulados com 50 cm3 de uma solução de hidróxido de sódio de concentração

desconhecida. Sabemos ainda que uma titulação está completa quando se atinge o

ponto de equivalência, isto é, quando o número de moles de base é igual ao número

de moles de ácido. Neste caso, porque se trata de substâncias monopróticas

podemos usar a expressão F V F V bbaa ×=× para calcular a concentração da

solução de NaOH usada. Por substituição:

NFF.

b

b

12.010501030200 3–3–

=××=××

ou seja, [NaOH] = 0,12M. Como se trata de uma base forte há uma dissociação

completa e a concentração do ião hidróxido é [OH–] = 0,12M.

Por outro lado, sabemos que pOH = – log [OH–], o que nos permite calcular o pOH da

solução: pOH = 0,92

Uma vez que a temperatura é de 25C, então

pH + pOH = 14

e por substituição:

pH = 14 – pOH.

pH = 14 – 0,92 pH = 13,08



b) Com base na reacção de ionização do ácido acético podemos começar por

escrever a equação para o Kb:

[ ][ ]COOHCH

–OHCOOCH K

3

–3

b

×

=

No ponto de equivalência, o número de moles do ácido é igual ao número de moles da

base. Assim, começamos por calcular o número de moles existente em 30 cm3 de uma

solução 0,20M de ácido acético:

mol 10 6 0,20 10 30 n –3–3COOCH –

3×=××=

Uma vez que o volume total é 30 + 50 = 80 cm3 , é necessário proceder ao cálculo das

as concentrações no equilíbrio:

6×10–3

mol 80 ml

y 1000 ml

y = 0,075M – corresponde à concentração do sal CH3COONa

De acordo com as reacções apresentadas, o sal formado vai ser dissociado em ião

acetato e ião sódio, e o ião acetato é posteriormente hidrolisado, de acordo com a

reacção:

CH3COO– (aq) + H2O (l) → CH3COOH (aq) + OH– (aq)

Concentração 0,75M 0 0 no início Concentração no equilíbrio 0,75 – z M z M z M

Por substituição na expressão de Kb obtemos:

6–

211–

210–

10 6,48 z

z 10 4,2

z–0,075z 10 5,6

×=

=×

=×

ou seja, a concentração do ião hidróxido é: M 6–106,48 –OH ×=



Note que o valor de z é considerado desprezável, face à concentração do ião acetato,

porque o Kb é muito pequeno.

Podemos agora calcular o pOH = – log (6,48 × 10–6)

pOH = 5,19

Ou seja, pH = 14 – 5,19 pH = 8,81

c) Numa titulação uma solução de concentração exactamente conhecida é adicionada

a outra de concentração desconhecida até que a reacção química entre estas duas

soluções esteja completa, ou seja, até que se atinja o ponto de equivalência. Assim,

podemos dizer que o ponto de equivalência é o ponto no qual o ácido reagiu

completamente com a base, neutralizando-a. Isto significa que no ponto de

equivalência o número de moles do ácido é igual ao número de moles da base.

Q.8.

a) (aq) OH (aq) ClO (l) OH (aq) HClO 3–222

+++ ácido base base ácido b) NH (aq) OHC (aq) NH (aq) OHHC (aq) –

23242323 ++ +

base ácido ácido base c) (aq) OH (aq) HOCl (l) OH (aq) OCl 2

– –++ base ácido ácido base

Q.9. Comecemos por escrever a equação que traduz a constante de basicidade:

×

+

=NHC

OHNHHC

bk

55

–55

É agora necessário determinar as concentrações no equilíbrio das várias espécies

presentes.

De acordo com o enunciado o pH da solução 0,1M de piridina é igual a 9, ou seja:

pH = – log [H+] e portanto [H+] = 10–9 M Sabemos ainda que à temperatura de 25C, pH + pOH = 14 ou seja, pOH = 14 –pH Por substituição dos valores:



pOH = 5 e portanto [OH–] = 10–5 M.

Na situação de equilíbrio:

OH NHHC OH NHC (aq)–

(aq)55(l)2(aq)55 ++ +→←

Início 0,1M cte 0 0 Equilíbrio (0,1–10–5)M cte 10–5M 10–5M Substituindo estes valores na expressão para o Kb:

Mk,

k

–b

––

b

9

55

10101010

=

×=

Este valor da constante de basicidade é muito pequeno, o que nos indica que a piridina é uma base fraca. Q.10. a)

CHOOH (aq) + H2O (l) CHOO– (aq) + H3O+ (aq)

b) Para qualquer par ácido – base conjugado, é sempre verdade que Kw = Ka × Kb

Assim, por substituição directa dos valores calculamos a constante de basicidade

da base conjugada do ácido metanóico:

11–

–4–14

105,6 Kb

Kb 10 1,8 10 1,0

×=

××=×

c) De acordo com a equação de ionização do ácido metanóico em água, a constante

de acidez é igual a:

[ ]CHOOH

O3H –CHOO Ka

+×

=

No equilíbrio verifica-se :

CHOOH (aq) + H2O (l) CHOO– (aq) + H3O+ (aq)

Início 0,1 M 0 0

Variação –z M + z M + z M

Equilíbrio (0,1 –z) M z M z M



ou seja:

z)–(0,1z 101,8

24– =×

Como se trata de um ácido fraco, que se ioniza muito pouco, podemos admitir que z é

pequeno relativamente à concentração inicial e a equação é simplificada para:

3–

5–2

24–

10 4,2 z

10 1,8 z

0,1z 101,8

×=

×=

=×

ou seja, a concentração de [H3O+] a 25 °C é 4,2×10–3 mol dm–3.

Q.11. Sabendo que o pH é definido como pH = – log[H+]

Por substituição directa obtemos:

Situação 1 Situação 2

pH = – log(3.2×10–4 ) pH = – log (1.0×10–3 )

pH = 3.5 pH = 3

O que nos permite concluir que após exposição ao ar, o vinho encontra-se mais ácido

(apresenta menor pH).

Q.12. Comecemos por escrever a expressão da constante de acidez:

[ ] [ ][ ]HClO

OHClOK a

+− ×= 3

Por outro lado sabemos que:

[ ][ ] 51098,3

4,4log−+

+

×=

=−=

H

HpH

que representa a concentração de iões H+ no equilíbrio que por seu lado é igual à

concentração de iões ClO–⇑.

HClO⇑ + H2O◊ = ClO–⇑ + H3O

+⇑

Início 0,048M cte 0 0 Equilíbrio (0,048–4x10–5)M cte 4x10–5M 4x10–5M



Substituindo na expressão da constante de acidez:

[ ] [ ][ ]

( )8

5

55

3

10303,31098,3048,0

1098,31098,3

−

−

−−

+−

×=

×−×××

=

×=

a

a

a

K

K

HClOOHClOK

Note que a água é considerada solvente, com uma concentração elevada que é

considerada constante.

Para a resolução pode ainda assumir que 3,98x10–5 é desprezável face à

concentração inicial e o valor obtido é de: 810300,3 −×=aK

o que confirma a aproximação efectuada. Q.13. a) A solução I é uma solução de água líquida e o produto iónico é:

eqOH

eqOHwK

×

+= –

3

Sabemos ainda que no equilíbrio as concentrações são iguais e portanto:

[ ] [ ]

[ ] [ ] MOHOHxx

OHOHK

eqeq

eqeqw

8–3

–

215–

–3

1025.81081.6

×===

=×

×=

+

+

b) Os pares conjugados são: HCO2H / HCO2– e H2O / H3O

+

c) A constante de basicidade da etilamina é:

eqNHCHCH

eqOH

eqNHCHCH

bK

×

+

=

223

–323

Sendo que as concentrações de equilíbrio dos produtos de reacção são iguais:



eqOH

eqNHCHCH

=

+ –

323

De acordo com o enunciado, pH=12 o que permite o cálculo da concentração dos

hidrogeniões e consequentemente o cálculo da concentração dos iões hidróxido,

através do produto iónico da água. Note que a temperatura é de 20C:

[ ] [ ][ ]

[ ] MOH

OH

OHOHK

eq

eq

eqeqw

3––

–12–15–

–3

1081.6

1011081.6

×=

××=×

×= +

Por substituição na expressão da constante de basicidade obtemos a concentração no

equilíbrio da etilamina:

[ ] [ ][ ]

[ ]

[ ] MNHCHCH

NHCHCH

NHCHCHOHNHCHCH

K

eq

eq

eq

eqeqb

2–223

223

3–3–4–

223

–323

102.7

1081.61081.61041.6

×=

×××=×

×=

+

Finalmente a concentração inicial de etilamina é dada pela soma da concentração no

equilíbrio e a concentração, também de equilíbrio, do ião hidróxido que corresponde

ao que foi consumido:

[ ] [ ]

[ ]

[ ] MNHCHCH

NHCHCH

MNHCHCHNHCHCH

inicial

inicial

inicialeq

2–223

3–2–223

3–223223

109.7

1081.6102.7

1081.6–

×=

×+×=

×=

Q.14.

a) Comecemos por escrever a expressão que traduz a constante de acidez: [ ] [ ][ ]

4–

479

–479 100.3 ×=×

=+

OHHCHOHC

Ka

Comecemos por calcular a concentração inicial de ácido na solução:



[ ] lmollmolg

gOHHC /1055.510501

/16.180105 4–

3–

3–

479 ×=×

××

=

No equilíbrio temos:

[H+] [A−] [HA]

Início 0 0 5.55×10–4

Alteração +x +x –x

Equilíbrio +x +x 5.55×10–4 – x

Substituindo agora na expressão para a constante de acidez:

( )

( ) ( )

4–2

4–1

4–4–

7–4–

7–24–4–

24–7–

24–4–

4–4–

1058.5– 1058.22

1016.8100.3–2

1066.6100.3–

121067.1–14–100.3100.3–

100.3–1067.1

–1055.5100.3–1055.5

100.3

×=×=

×±×=

×±×=

×××××±×

=

=×××

=××××

×=×

xex

x

x

x

xx

xxx

xx

Uma vez que as concentrações não podem ser negativas, a raíz identificada como x2

não é válida e a concentração de H+ é 2.58×10–4 M. Como [ ]+= HpH log– por

substituição calculamos o pH:

6.3)1058.2log(– 4–

=×=

pHpH

Nota: A partir do valor da constante de acidez pode concluir que se trata de um ácido

fraco, que se ioniza pouco, e fazer a aproximação de que a quantidade x vai ser

muito pequena comparada com a concentração inicial. Este tipo de

aproximações devem sempre ser devidamente justificadas.

b) Sendo o pH uma medida da concentração de hidrogeniões, é de prever que a

mesma quantidade de ácido diluída num maior volume de água apresente uma



concentração de iões H+ inferior e consequentemente o pH deverá ser superior, ou

seja, a solução é menos ácida.

Q.15. Uma vez que HI é um ácido forte, considera-se que ocorre dissociação

completa:

HI H+ + I−

A concentração de iões H+ vem igual a: [ ] MH 064.05.2

116.0=

×=+

e o pH é calculado por: 2.1log– =

+= HpH

Sabemos ainda que

( )Kw pKw e pKwpOHpH log– ==+

Por substituição:

( )

97.122.117.14

1081.6log–2.1 15–

=−=

×=+

pOHpOH

pOH

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