Centro Universitário Anchieta
Química Inorgânica I- 2014 – Adaptação/Dependência
Prof. Vanderlei I. Paula
4a lista de exercícios
1) Qual o conceito de ácido pela teoria de Arrhenius? Dê um exemplo de ionização de um ácido. (Mahan, pg.110)
Ácido é toda espécie que ioniza H+ em meio aquoso. HCl + H2O  H3O+
2) Qual o conceito de base pela teoria de Arrhenius? Dê um exemplo de dissociação de uma base.
Base é toda espécie que dissocia OH- em meio aquoso. NaOH  Na+ OH3) Monte as reações de neutralização (fórmulas) balanceadas entre os seguintes ácidos e bases. Dê o nome dos
sais formados. (Atkins & Jones, pg. 108)
a) ácido clorídrico + hidróxido de sódio  cloreto de sódio + água
HCl+ NaOH  NaCl + H2O
b) ácido fluorídrico + hidróxido de cálcio  fluoreto de cálcio + água
2 HF + Ca(OH)2  CaF2 + 2 H2O
c) ácido fosfórico + hidróxido de alumínio  fosfato de alumínio + água
H3PO4 + Al(OH)3  AlPO4 + 3 H2O
d) ácido sulfúrico + hidróxido de ferro(II)  sulfato de ferro(II) + água
H2SO4 + Fe(OH)2  FeSO4 + 2 H2O
e) ácido sulfuroso + hidróxido de lítio  sulfito de lítio + água
H2SO3 + 2 LiOH  Li2 SO3 + 2 H2O
f) ácido perclórico + hidróxido de magnésio  perclorato de magnésio + água
2 HClO4 + Mg(OH)2  Mg(ClO4)2 + 2 H2O
g) ácido nítrico + hidróxido de bário  nitrato de bário + água
2 HNO3 + Ba(OH)2  Ba(NO3)2 + 2 H2O
h) ácido carbônico + hidróxido de ferro(III)  carbonato de ferro(III) + água
3 H2CO3 + 2 Fe(OH)3  Fe2(CO3)3 + 6 H2O
i) ácido nitroso + hidróxido de cobre(II)  nitrito de cobre(II) + água
2 HNO2 + Cu(OH)2  Cu(NO2)2 + 2 H2O
4) Monte as reações de neutralização total (balanceadas) entre os seguintes ácidos e bases:
a) H2CO3 + 2 NaOH  Na2CO3 + 2 H2O
b) H2SO4 + 2 NaOH  Na2 SO4 + 2 H2O
c) 3 H2SO3 + 2 Al(OH)3  Al2(SO3)3 + 6 H2O
d) H3PO3 +3 NaOH  Na3PO3 + 3 H2O
e) HNO3 + LiOH  LiNO3 + H2O
f) 2 HClO3 + Ca(OH)2  Ca(ClO3)2 + 2 H2O
g) H2CO3 + Ca(OH)2  CaCO3 + 2 H2O
h) 2 H3PO4 + 3 Fe(OH)2  Fe3(PO4)2 + 6 H2O
i) 3 HCl + Fe(OH)3  FeCl3 + 3 H2O
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4a lista de exercícios
5) O que são indicadores? Qual a constituição química da fenolftaleína. (Atkins & Jones, pg. 576)
São compostos orgânicos, geralmente bases fracas de Brönsted-Lowry que aceitam H+ e
consequentemente alteram a estrutura cromófora (absorvedora de determinado comprimento
de onda) e
assim alteram a energia absorvida pela luz, resultando em colorações
diferenciadas. A fenolftaleína é um indicador de pH com a fórmula C20H14O4. Apresenta-se
normalmente como um sólido em pó branco. É insolúvel em água e solúvel em etanol.
6) O que é pH? Descreva sua importância. (Russel, pg. 743)
O pH é a medida logaritima de base 10 da concentração de hidrogênio ionizável (H+). Geralmente a medida é
realizada por um instrumento chamado pHmetro, através de uma eletrodo de membrana seletiva a íons H +.
A importância do pH é ter um valor rápido em escala da quantidade de ácido ou base em concentração em um
meio químico. A aplicação do uso do pH é extremamente enorme.
7) Cite as características de compostos ácidos e básicos (organolépticas e reatividade).
Compostos ácidos possuem sabor azedo, em água conduzem corrente elétrica, reagem com metais produzindo gás
hidrogênio, reagem com bases formando sais e água. Bases possuem sabor adstringente (banana verde = “amarra
a boca”) reagem rápidamente com gordura formando sais orgânicos (sabão) e água.
8) Defina ácido e base pela teoria de Brönsted-Lowry. Dê um exemplo. (Shriver & Atkins, pg. 133)
Ácido é toda espécie que doa H+. Exemplo: HCl + H2O  H3O+ + ClBase é toda espécie que recebe H+.
No exemplo o HCl é ácido pois doa H+ para a molécula de água, o ácido conjugado da molécula de água também
é ácido, pois doa H+ para o ánion Cl-. A molécula de H2O atua como uma base no exemplo, pois recebe H+ do
HCl e a base conjugada do HCl, no caso o Cl - é uma base de Brönsted, pois recebe H+ do íon H3O+.
9) Faça um esboço dos blocos s e p da tabela periódica e indique os elementos que formam:
a) óxidos ácidos fortes.
A família formada pelo bloco p são 4A, 5A, 6A e 7A. Como exemplos temos:
CO2; SO3 ; NO2 ; ClO;
b) óxidos básicos fortes. (Shriver & Atkins, pg. 145)
A família formada pelo bloco s são 1A e 2A, característicamente metais, assim os óxidos são básicos. Como
exemplo: Na2O; K2O; MgO; CaO.
10) Identifique as bases conjugadas correspondentes aos seguintes ácidos:
a) [Co(NH3)5(OH2)]+3  [Co(NH3)5(OH)O-]+2
b) HSO4-  SO4-2
c) CH3OH  CH3Od) H2PO4-  HPO4-2
e) Si(OH)4 Si(OH)3Of) HS-  S-2
11) Por que a água pode ser tanto uma base de Brönsted como uma base de Lewis? Água pode ser um ácido de
Brönsted? E um ácido de Lewis?
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4a lista de exercícios
A água pode ser tanto uma base ou ácido de Brönsted-Lowry isso depende do meio. Quando recebe H+ atua como
uma base de Brönsted-Lowry e quando doa H+ atua como ácido Brönsted-Lowry. Veja os exemplos:
Exemplo 1: H2O + HCl  H3O+ + ClA água recebe H+ de HCl, logo atuou como base.
Exemplo 2: H2O + NH3  NH4+ + OHA água dá H+ a molécula de NH3, assim atua como ácido.
O mesmo exemplo pode ser utilizado para explicação de Lewis, no caso, ácido de Lewis recebe um par de elétrons,
enquanto uma base doa um par de elétrons.
O exemplo 1 pode ser representado como na figura abaixo, demosntrando que a água atua como uma base de
Lewis também, entretanto por outro mecanismo, doação de um par de elétrons.
O exemplo 2 também pode ser utilizado para verificar que o hidrogênio da molécula de água recebe um par de
elétrons da molécula de amônia, assim atuando como ácido de Lewis a água e amônia como base de Lewis.
12) Identifique os ácidos conjugados das bases:
a) C6H5N (piridina)  C6H5NH+
b) HPO4-2  H2PO4c) O-2  HOd) CH3COOH  CH3COOH2+
e) [Co(CO)4]-  [Co(CO)4H]
f) CN-  HCN
13) Coloque as bases HS-, F-, I-, NH2- em ordem crescente de afinidade com o próton.
Base  Ácido
HS-  H2S
ordem de acidez
ka = 9,1.10-8
2
F-
 HF
ka = 3,5.10-4
1
I-
 HI
ka = 1,0.10-11
3
ka = 1,0. 10-33
4
NH2-  NH3
Um ácido forte dá origem a um ácido fraco, dessa maneira o ácido mais forte da lista é o HF, pois possui maior
valor de Ka. Assim temos a ordem de ácidez NH3 < I- < HS- < F-. Para acharmos a ordem de basicidade, ou seja,
de afinidade por prótons é o inverso da ordem de acidez. Assim temos a ordem NH2- > I- > HS- > F-.
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4a lista de exercícios
14) O sulfeto de alumínio, Al2S3, emite um odor característico de sulfeto de hidrogênio quando ele torna-se úmido.
Escreva a equação química balanceada para a reação e discuta, considerando os conceitos ácido-base.
Al2S3 + 6 H2O  3 H2S + 2 Al(OH)3
O sulfeto de alumínio reage com água da seguinte maneira, o ânion sulfeto (S-2) recebe H+ da molécula de água
atuando como uma base de Brönsted-Lowry e o alumínio (Al+3) interage com os grupos OH- remanescentes.
Uma outra explicação com maior facilidade de entendimento pode ser dada envolvendo a teoria de ácido e base
de Lewis, o sulfeto (:S-2) é uma base de Lewis, assim pode ser deslocada por outra base de Lewis que seja mais
doadora de um par de elétrons como é o caso do ânion hidroxila (:OH-) da molécula de água. Dessa forma o
sulfeto é deslocado pela hidroxila formando os compostos.
15) O que é efeito nivelador? Exemplifique-o para o caso de uma base forte e para o caso de um ácido forte.
(Shriver & Atkins, pg. 137)
O efeito nivelador está associado ao fato de não existir em um determinado solvente um ácido ou uma base mais
forte que o próprio ácido e base formado pela ionização do solvente. No caso da água temos a auto ionização na
equação a seguir: H2O + H2O  H3O+ + OHEm água não pode existir ácido mais forte que H3O+ e nem base mais forte que OH-, veja os exemplos:
Exemplo 1: HCl + H2O  H3O+ + ClHCl é um ácido bem forte, entretanto, em água ele reage e formará o H 3O+.
Exemplo 2: NH2- + H2O  NH3 + OHO ânion amideto(NH2-) é uma base bem forte, mas em água ela reage e formará OH-.
16) Defina ácido e base pela teoria de Lewis. Dê um exemplo. (Russel, v1, pg. 571)
Ácido para Lewis é toda espécie capaz de receber um par de elétron. No exemplo temos o BCl3 + :NH3  BCl3NH3. O BCl3 recebe um par de elétrons da molécula de amônia (:NH3), assim atua como um ácido de Lewis.
A base de Lewis é a espécie que doa um par de elétrons, no exemplo a molécula de amônia atua como uma base
de Lewis.
17) Para a seguinte série de ácidos: HClO4, HClO3, HClO2. (Koltz, v2, pg. 97 e 120)
HClO4 > HClO3 > HClO2
a) Dê uma explicação para diminuição da acidez na série.
A diminuição da acidez está associada ao efeito indutivo, assim no ácido perclórico (HClO4) é o mais ácido pelo
fato de haver mais oxigênio ligado ao átomo central, assim o enxofre (S) está extremamente deficiente de eletróns
que por sua vez atrai os elétrons o oxigênio ligado ao hidrogênio. Esse efeito diminui a força de ligação entre HO o resulta na maior facilidade de clivagem de ligação e consequentemente a espécie é a mais ácida. No caso do
ácido cloroso (HClO2) o efeito indutivo é menos pronunciado devido a menor quantidade de oxigênio ligado ao
átomo central, assim a ligação H-O nesta estrutura é mais forte e o sistema é menos ácido.
b) Qual seria a força básica de ClO4-, ClO3-, ClO2-.
Ácido
base
HClO4  ClO4- + H+
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4a lista de exercícios
HClO3  ClO3- + H+
HClO2  ClO2- + H+
Quanto mais forte o ácido mais fraco será sua base conjugada, assim se a ordem de ácidez dos ácidos representados
anteriormente é HClO4 > HClO3 > HClO2. Teremos o inverso para a força de basicidade, veja a ordem a seguir:
ClO4- < ClO3- < ClO2c) Como se explica o fato de que existe uma pequena diferença de acidez na série H3PO4, H3PO3 e H3PO2?
Os três ácidos possuem características bem semelhantes em relação a ionização de H +, pois todos possuem pelo
menos um grupo H-O e todos estão ligado ao fósforo que contém uma ligação P=O que o torná deficiente de
elétrons. A figura abaixo mostra que a diferença entre as estruturas está na ausência de grupos H-O e isso só afeta
a segunda e terceira ionizações, assim a primeira ionização deveria apresentar características bem próximas.
18) Explique a formação de S2O3-2 a partir de SO3-2 e S em termos de teoria de ácidos de Lewis? (Shriver & Atkins,
pg. 189)
SO3-2 + S  S2O3-2
O ânion SO3-2 atua como uma base de Lewis e doa um par de elétrons ao átomo de enxofre (S°) formando ânion
tiossulfato (S2O3-2).
19) Calcule o pH, pOH, [H3O+] e [OH-] de uma solução de ácido acético de concentração 0,025M.
Ka(ácido acético)= 1,8x10-7 (Mahan, pg. 115)
pH =?
4,17
pOH =? 9,83
[H3O+] =? 6,7.10-5 mol/L
[OH-] =? 1,47.10-10 mol/L
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20) Uma solução de 0,015M de cianato de hidrogênio, HOCN, tem um pH de 2,67.
a) Qual é a concentração de íons hidrônio (H3O+) na solução?
b) Qual a constante de ionização, Ka, para o ácido?