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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
DISCIPLINA: Química Analítica – QMC5325
PROFESSORA: Alessandra Smaniotto
Semestre: 2013.1
Cap 3 – Exercícios: Equilíbrio químico em sistemas homogêneos
(1) a. Explique a diferença entre um eletrólito forte e um eletrólito fraco. Um eletrólito forte em água é também, forte em solvente orgânico tipo: benzeno, tetra cloreto de carbono?
b. Escreva a equação química de dissociação e a expressão da constante de dissociação
(equilíbrio) para cada um dos ácidos de Bronsted: HNO2 , H3PO4, H2PO4-, HPO42-, NH4+, HSO4-.
c. Idem para as bases de Bronsted: PO43-, CN-, C2H3O2-, HCO3-, HSO4-.
(2) O ácido fórmico, HCOOH, possui constante de dissociação, Ka = 1,7x10-4. Calcule pH de soluções 1,0 e 1,0x10-4 mol/L. Para ambas concentrações utilize as equações de 2o grau completa e a incompleta. Discuta os resultados e escolha as melhores resoluções.
(3) Calcular a concentração dos íons OH- e determinar o grau de dissociação de uma solução
Aquosa de amônia 0,1 mol L-1. Kb= 1,76 x 10-5.
(R: [OH-] =0,00132 mol L-1 e α%= 1,33%)
(4) Dados o grau de dissociação (ionização) e a concentração das soluções, calcule a constante de dissociação (ionização) para o ácido cianídrico, e tire conclusões:
a. HCN 1,0 mol L-1, 0,002% ionizado
(R: Ka = 4,0 x 10-10)
-1
b. HCN 0,01 mol L , 0,020% ionizado
(R: Ka = 4,0 x 10-10)
(5) Calcule o grau de dissociação do ácido acético, Ka = 1,8x10-5, nas concentrações e conclua:
a. 0,5 mol L-1, Ka = 1,8 x 10-5
(R: α%= 0,6%)
b. 0,00010 mol L-1, Ka = 1,8 x 10-5
(R: α%= 43%)
(7) Calcule a concentração hidrogeniônica das soluções cujo o pH é:
a. 3,47; b. 0,20; c. 8,60; (R: a. [H3O+] = 3,39x10-4; b. [H3O+] = 0,63; c. [H3O+] = 2,50x10-9 mol L-1)
(8) O pH de uma solução 0,2 mol L-1 de uma amina primária RNH2 é 8,42. Qual o seu pKb?
(R: pKb = 10,47)
(9) Calcule o pH de uma solução de ácido propanóico 0,25 mol L-1 e Ka = 1,3 x 10-5.
(10) O pKb de uma amina é 4,20. Qual o pH de