Exercícios Extras - 2023-1

Questão 3 Volume de 12,5 mL de NaOH: Inicialmente, temos 0,05 moles de HBrO2. Adicionamos 0,0125 moles de NaOH. Após a reação, a quantidade restante de HBrO2 é 0,05 moles - 0,0125 moles = 0,0375 moles. Agora, usemos a equação de Henderson-Hasselbalch para calcular o pH: pH = pKa + log([BrO2-]/[HBrO2]) pH = 2,902 + log(0,0125/0,0375) = 2,902 + log(1/3) ≈ 2,902 - 0,4771 ≈ 2,425 Volume de 25,0 mL de NaOH: Inicialmente, temos 0,0375 moles de HBrO2 (restante da etapa anterior). Adicionamos 0,025 moles de NaOH. Após a reação, a quantidade restante de HBrO2 é 0,0375 moles - 0,025 moles = 0,0125 moles. Usando a equação de Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log([BrO2-]/[HBrO2]) pH = 2,902 + log(0,025/0,0125) = 2,902 + log(2) ≈ 2,902 + 0,3010 ≈ 3,203 Volume de 50,0 mL de NaOH: Inicialmente, temos 0,0125 moles de HBrO2 (restante da etapa anterior). Adicionamos 0,05 moles de NaOH. Após a reação, todo o HBrO2 é consumido, não resta mais. O pH é determinado pelo excesso de OH-: [OH-] = 0,05 moles / 0,1 L = 0,5 M pOH = -log10(0,5) ≈ 0,3010 pH = 14 - pOH ≈ 14 - 0,3010 ≈ 13,699 Portanto, os pHs calculados para os três volumes de NaOH são: Para 12,5 mL de NaOH: pH ≈ 2,425 Para 25,0 mL de NaOH: pH ≈ 3,203 Para 50,0 mL de NaOH: pH ≈ 13,699 Questão 4 Inicialmente, ainda temos 0,005 moles de NaOH (restante da etapa anterior). Adicionamos 5,0 mL de HCl 0,1 M, o que equivale a 0,005 moles de HCl. Após a reação, todo o HCl é consumido, e não resta mais NaOH. O pH é determinado pelo excesso de HCl, o que nos dá uma solução ácida: Concentração de HCl em excesso = 0,005 moles / 0,055 L (50,0 mL + 5,0 mL em litros) ≈ 0,091 M Agora, calculamos o pH diretamente: pH = -log10(0,091) ≈ 1,04 Volume de 7,0 mL de HCl: Inicialmente, ainda temos 0,005 moles de NaOH (restante da etapa anterior). Adicionamos 7,0 mL de HCl 0,1 M, o que equivale a 0,007 moles de HCl. Após a reação, todo o HCl é consumido, e não resta mais NaOH. O pH é determinado pelo excesso de HCl: Concentração de HCl em excesso = 0,007 moles / 0,057 L (50,0 mL + 7,0 mL em litros) ≈ 0,123 M Agora, calculamos o pH diretamente: pH = -log10(0,123) ≈ 0,91 Portanto, os pHs calculados para os três volumes de HCl são: Para 3,0 mL de HCl: pH ≈ 13,975 (solução básica) Para 5,0 mL de HCl: pH ≈ 1,04 (solução ácida)Para 7,0 mL de HCl: pH ≈ 0,91 (solução ácida) Exercícios Extras – Química Analítica 1) Calcule o pH de uma solução de H2PO4- 0,1 M e HPO42- 0,1 M. Resp. pH=4,682; pH=9,77 2) Calcule o pH, em cada um dos pontos, na titulação de 50,0 mL de uma solução de NaOH 0,01M com uma solução de HCl 0,1M. Volumes de ácido adicionados: 0,0; 2,0; 4,0; 5,0; 6,0 e 8,0 mL. Faça o gráfico do pH contra o volume de HCl adicionado. Resp. pH0=12; pH2=11,76; pH4=11,27; pH5=7,0; pH6=2,74; pH8=2,29. 3) Uma solução contém 63 pares conjugados ácido-base diferentes. Entre eles estão o ácido acrílico e o íon acrilato, com a razão [acrilato] / [ácido acrílico] = 0,75. Qual é o pH da solução? (ácido acrílico, H2C=CHCO2H, Ka = 5,62 x 10-5). Resp. pH=4,13 4) Determine o pH e as concentrações de H2SO3, HSO3- e SO32- em cada uma das seguintes soluções: (K1 = 1,23 x 10-2; K2 = 6,6 x 10-8) a) 0,050 M H2SO3 Resp. pH=1,71; [H2SO3]=0,031M ; [HSO3-]=1,94x10-2M ; [SO32-]=6,6x10-8M b) 0,050 M NaHSO3 Resp. pH= 4,59; [H2SO3]=1x10-4M ; [HSO3-]=0,05M ; [SO32-]=1,3x10-4M c) 0,050 M Na2SO3 Resp. pH=9,94; [H2SO3]=8,1x10-13M ; [HSO3-]=8,7x10-5M ; [SO32-]=0,05M 5) Escreva o balanço de carga para uma solução que foi preparada pela dissociação de CaF2 em água. Considere que o CaF2 pode formar Ca2+, F- e CaF+. Resp. [H+] + 2[Ca2+] + [CaF+] = [OH-] + [F-] 6) A) Escreva o balanço de massa para a solução de CaCl2 em água, se as espécies aquosas são Ca2+ e Cl-. B) Escreva o balanço de massa se as espécies forem Ca2+, Cl- e CaCl+. RespA. [Cl-] = 2 [Ca2+] RespB. [Cl-] + [CaCl+] = 2 ([Ca2+] + [CaCl+]) 7) O pH de uma solução de etilamina (CH3CH2NH2) 0,10 M é 11,80. a) Encontre Kb para a etilamina. Resp. Kb=4,2x10-4 b) Utilizando os resultados de (a), calcule o pH de uma solução de cloreto de etilamônio (CH3CH2NH3Cl) 0,10 M. Resp. pH=5,81 8) Qual das seguintes bases é mais adequada para se preparar um tampão de pH 9,00? E por quê? (i) NH3 (amônia, Kb = 1,75 x 10-5); (ii) C6H5NH2 (anilina, Kb = 3,99 x 10-10); (iii) H2NNH2 (hidrazina, Kb = 3,0 x1 0- 6); (iv) C5H5N (piridina, Kb = 1,69 x 10-9). Resp. Amônia. 9) Titulação de 50,0 mL de solução de Fe2+ 0,050 M com solução de Ce4+ 0,10 M. Considere a temperatura da titulação como sendo 25ºC. Escreva a reação balanceada da titulação e calcule o potencial para os seguintes volumes de Ce4+ adicionado: 15,0; 20,0; 25,0; 30,0 mL. Ce4+ + e- ↔ Ce3+ Eº=1,44V Fe3+ + e- ↔ Fe2+ Eº= 0,77V Resp: E (15mL)=0,7804V; E (20mL)= 0,8057V; E (25mL)=1,105V; E (30mL)=1,3988V. 10) Para a titulação de 50,0 mL de uma solução de Cu(NO3)2 0,08 M com uma solução de EDTA 0,04M, tamponado em pH 5,0, calcule o valor de pCu2+ nos volumes de EDTA adicionados: 80; 90; 100; 110 mL (dados kf= 1018 e α4 a pH 5 = 3,5x10-7) Cu2+ + Y4- ↔ CuY2- Resp: pCu2+(80mL)=2,2109; pCu2+(90mL)= 2,5441; pCu2+(100mL)=6,56; pCu2+(110mL)=10,54. 11) Considere a titulação de 50 mL de uma solução de ácido bromoacético (pKa=2,902) à 0,05 M com uma solução de NaOH 0,1 M. Calcule o pH em cada ponto dado a seguir e esboce a curva de titulação nos volumes: 12,5; 25,0; 50,0 e 56,3 mL. Resp: pH(12,5mL)=2,902; pH(25,0mL)=8,21; pH(50,0mL)=12,39; pH(56,3mL)=12,46. 12) Para a titulação de 25,0 mL de uma solução de MnSO4 0,02 M com uma solução de EDTA 0,01M, tamponado em pH 8,0, calcule o valor de pMn2+ nos volumes de EDTA adicionados: 20,0; 40,0; 50,0; 60,0 mL (dados kf= 6,2x1013 e α4 a pH 8 = 5,1x10-3) Mn2+ + Y4- ↔ MnY2- Resp: pMn2+(20mL)=2,1761; pMn2+(40mL)=2,8; pMn2+(50mL)=6,8369; pMn2+(60mL)=10,80. 13) Quando 100,0 mL de uma solução de um ácido fraco foram titulados com uma solução de NAOH 0,09381 M, foram necessários 27,63 mL de uma solução de NAOH para atingir o ponto de equivalência. O pH no ponto de equivalência foi de 10,99. Qual era o pH quando tinham sido adicionados apenas 19,47 mL da solução de NaOH? (Ka= 2,03x10-10). Resp: pH= 10,071.