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UNESA - Curso de Farmácia – CIS 1748/ Equipe de Química Analítica – 2osem./ 2010 
 
 
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LISTA DE EXERCÍCIOS UNIFICADA I 
 
Prezados alunos do curso de Farmácia 
 
Essa lista visa auxiliar o aprendizado dos conteúdos 
ministrados em sala de aula, na disciplina CIS 1748. 
É um dos frutos de nossos esforços, objetivando a 
homogeneização de exercícios para todas as turmas dessa disciplina 
em nosso curso. Foi um trabalho da equipe de analítica como um 
todo, entretanto, sendo está à primeira versão, está sujeita a 
erros e falhas. Contamos com críticas e sugestões fornecidas por 
vocês que serão valiosas para torná-la ainda melhor. 
 
Atenciosamente, 
 
Equipe de Analítica 
Curso de Farmácia - UNESA 
 
_________________________________ # ______________________________ 
 
CONCENTRAÇÃO E DILUIÇÃO 
 
 
1) Calcule as massas molares das seguintes substâncias: 
a) C2H6 
b) SO2 
c) CaCO3 
d) NaHSO4 
e) CH3CO2Na 
f) (NH4)3PO4 
g) Fe4[Fe(CN)6]3 
h) Na2CO3.10H2O 
 
2) Calcule o número de equivalente-grama correspondente a 245 g de 
ácido sulfúrico (H2SO4). 
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3) Determine a massa em gramas de 2,6 mol de NaHCO3. 
 
4) Uma solução é preparada pela dissolução de 15,0 g de CaCl2 em 
água suficiente para formar 600 mL de solução. Responda: 
 
a) Qual é a concentração em mol/L do CaCl2? 
b) Que volume desta solução deve ser tomado para preparar 125 
mL de solução 10-1mol/L? 
 
5) Calcular a concentração em mol/L de íons Ca2+ numa solução que 
contém 1 mg de Ca2+ em 10 gotas de solução. Assumir que 1 gota 
corresponde ao volume de 0,05 mL. 
 
6) Qual a concentração em g/L de uma solução 0,8 eq/L de H2SO4 
(massa molar = 98 g/mol)? 
 
7) Uma solução de um sulfato de metal trivalente é 0,4 eq/L. Qual 
a concentração em mol/L deste sal? 
8) Quando 40 mL de água são adicionados a 60 mL de uma solução 2 
eq/L de um sal. Qual a concentração em eq/L final deste sal? 
 
9) Que volume de água deve-se adicionar a 60 mL de uma solução 5 
eq/L de um ácido para torná-la 2,4 eq/L? 
 
10) Calcule a concentração em g/L de uma solução de nitrato de 
potássio (KNO3) sabendo-se que ela encerra 60 g do sal em 300 
cm3 de solução? 
 
11) Calcule a massa de ácido nítrico (HNO3) necessária para a 
preparação de 150 mL de uma solução de concentração de 50 g/L. 
 
12) Qual é a concentração em mol/L de uma solução de iodeto de 
sódio (NaI) que encerra 45 g do sal em 400 mL de solução? 
(Massas atômicas: Na = 23 u.; I = 127 u.) 
 
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13) Qual é a massa de hidróxido de sódio (NaOH) necessária para 
preparar meio litro de solução 0,2mol/L. (Massas atômicas H = 1 
u.; O = 16 u.; Na = 23 u.). 
 
14) Qual a concentração em mol/L de uma solução de ácido 
clorídrico (HCl) que apresenta a concentração igual a 146g/L? 
 
15) Se 500mL de solução contêm 10g de sulfato férrico 100 % 
dissociado. Calcule a concentração em mol/L do sulfato férrico 
e dos íons férrico e sulfato (Massas atômicas: Fe = 56 u.; S = 
32 u.; O = 16 u.). 
Fe2(SO4)3 2Fe+3 + 3SO4-2 
 
16) Uma solução encerra 15 g de carbonato de sódio e 135 g de água 
e tem massa específica igual a 1,1g/mL. Calcular: 
 
a) O título percentual em massa da solução. 
b) A concentração da solução em g/L. 
 
17) Em 200 mL de solução existem 10 g de soluto. Qual é o título 
da solução, sabendo-se que sua massa específica é 1,02 g/mL? 
 
18) Qual é a massa de soluto existente em 1 quilo de solução a 40 
% em massa? Qual a concentração dessa solução, sabendo-se que 
sua massa específica é 1,5 g/mL? 
 
19) Por dissociação total de 3,15 g de um ácido forte monoprótico 
obtém-se 0,05 mol de H3O+. Qual é o equivalente-grama do ácido? 
 
20) Qual a concentração em mol/L de uma solução que tem 7,3 g de 
ácido clorídrico (HCl) dissolvidos em 250 mL de solução? 
 
21) Quantos equivalentes-grama de soluto existem em 200 mL de 
solução de 0,5eq/L? 
 
22) Qual a concentração em eq/L de uma solução 0,2 mol/L de ácido 
ortofosfórico (H3PO4)? 
 
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23) A insulina é o hormônio que controla o consumo de glicose no 
organismo. Um técnico químico precisa preparar uma solução de 
insulina de modo que obtenha 28 mL de uma solução de insulina 
0,0048 mol/L. Qual a quantidade de matéria (n) de insulina que 
será necessária? 
 
24) Um farmacêutico quer preparar uma solução de ácido nítrico 
(HNO3) 0,12 mol/L a partir de uma solução estoque de ácido 
nítrico 15,8 mol/L? Quantos mililitros (mL) desta solução 
estoque serão necessários para se preparar 1 L da solução de 
HNO3 0,12 mol/L? 
 
25) Em um laboratório de química farmacêutica, um pesquisador 
necessita preparar uma solução de cloreto férrico (FeCl3), na 
qual utilizará 0,0341 mol de FeCl3 dissolvidos em água e para 
obter 25 mL de solução. Qual é a concentração em mol/L da 
solução que será obtida por ele? 
 
26)A farmácia universitária do hospital-escola da sua universidade 
possui uma solução aquosa de permanganato de potássio (KMnO4) 
com 0,798 g. Se o volume da solução for 50 mL, qual a 
concentração em mol/L da solução? 
 
27)Um estudante do curso de farmácia do 4° período, em estágio na 
mesma farmácia, necessita preparar 100,00 mL uma solução 0,0010 
mol/L a partir da solução de permanganato de potássio (KMnO4) 
encontrada no item anterior. Quantos mililitros (mL) da solução 
ele deve tomar para efetuar a tarefa? 
 
28)O cloreto de sódio utilizado no preparo do soro fisiológico 
pela indústria farmacêutica, é um sal extraído da água do mar. 
Uma amostra do sal pesando 0,0678 g é colocada em um balão 
volumétrico de 25,00 mL de capacidade e a ele se adicionou um 
pouco de água para a dissolução do mesmo e posteriormente o 
volume do balão foi aferido e a mistura cuidadosamente 
homogeneizada. Qual a concentração molar da solução? 
 
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29) A Glaxo-Wellcome em uma de suas indústrias, produz através de 
um de seus processos de fabricação de um fármaco, o ácido 
sulfúrico com subproduto da reação. Essa substância precisa ser 
tratada antes que possa dispensada para o meio ambiente. Assim, 
o ácido é passado em uma torre de tratamento contendo hidróxido 
de sódio e o os produtos de reação são posteriormente levados 
para outras unidades da fábrica. Em uma das reações de produção 
do fármaco, 35 x 106 mL de ácido 0,175 mol/L de ácido foram 
obtidos e levados à torre de tratamento. Quantos mililitros de 
hidróxido de sódio 0,250 mol/L serão necessários para o 
tratamento do ácido? 
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EQUILÍBRIO QUÍMICO - GERAL 
 
1) A reação abaixo apresenta valor de Keq = 4,6 x 10-3, a 25oC. 
Suponha uma mistura em equilíbrio, em que as [N2] e [O2] sejam 
iguais a 3,0 mol/L. 
 
N2 (g) + O2 (g) NO (g). 
 
 
a) A reação citada está equilibrada? Responda sim ou não, 
equilibrando-a, caso necessário. 
b) Calcule a [NO] nestas condições. 
c) Quem predominará neste equilíbrio, os reagentes ou os 
produtos? 
d) Se, de alguma forma, fosse retirado NO do sistema, o que 
aconteceria com a reação, com base no Princípio de Le 
Chatelier? 
 
2) O iodeto de hidrogênio se decompõe a temperaturas moderadas, de 
acordo com a equação abaixo: 
2 HI (g) H2 (g) + I2 (g) 
 
Quando se coloca 8,0 mol de HI num vaso de 10,0 L a 458 oC, 
verifica-se que a mistura contém 0,884 mol de I2. Calcule o valor 
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da constante de equilíbrio (Keq) para a decomposição do HI, nesta 
temperatura: 
 
3) A reação em fase gasosa do pentacloreto de fósforo (PCl5), a 
25oC, fornece gás cloro e o tricloreto de fósforo, conforme a 
equação abaixo: 
 
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) 
 
Após estabelecido o equilíbrio, foram medidas as 
concentrações dos três componentes na mistura gasosa. O resultado 
foi: 0,0346 mol/L de PCl5 e 0,0270 mol/L de PCl3 e de Cl2. 
 
a) Calcule o valor da constante de equilíbrio (Kc) a 25oC. 
b) Admitindo que, de alguma forma, foram retirados do sistema 
0,0140 mol/L de PCl3, o que acontecerá com a reação com 
base no Princípio de Le Chatelier? 
 
4) Considere a reação da síntese da amônia, conforme a 
equação abaixo: 
 
N2(g) + H2(g) NH3(g) 
 
Após estabelecido o equilíbrio, foram medidas as 
concentrações dos três componentes na mistura gasosa. O resultado 
foi: 0,01 mol/L de N2, 0,01 mol/L de H2 e 2,02 mol/L de NH3. 
Calcule o valor da constante de equilíbrio (Kc) a 25oC. 
 
5) Dentre as reações abaixo, quais aquelas que apresentam 
equilíbrio homogêneo e quais as que apresentam equilíbrio 
heterogêneo? Qual a diferença entre esses equilíbrios? 
 
 
b) 2 Cu(NO3)2(s) 2 CuO(s) + 4 NO2(g) + O2(g)
c) 2 N2O(g) 2 N2(g) + O2(g)
d) 2 NH3(g) + 3 CuO(s) 3 H2O(g) + N2(g)
a) 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)
+ 3 Cu(s)
 
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6) Considere os equilíbrios do SO2(g) e as respectivas constantes de 
equilíbrio: 
 
S O 2 ( g ) + 1 /2 O 2 ( g ) S O 3 ( g ) K 1
2 S O 3 ( g ) 2 S O 2 (g ) + O 2 ( g ) K 2
 
 
Qual a relação entre K1 e K2? 
 
a) K2 = K12
b) K22 = K1
c) K2 = K1
d) K2 = 1/K1
e) K2 = 1/K12
 
 
 
7) Calcule o Kc para a seguinte reação: 
 
Fe(s) + H2O(g) FeO(s) + H2(g
 
sabendo-se que: 
 
H2O(g) + CO(g) H2(g) + CO2(g) K1 = 1,6
FeO(s) + CO(g) Fe(s) + CO2(g) K2 = 0,6
 
 
 
 
8) A constante de equilíbrio Kc da reação: 
 
CO2(g) CO(g) + 1/2 O2(g
 
 
é 6,7 x 10-12 a 1000 K. Calcule o Kc para a reação: 
 
2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g
 
 
9) A expressão da constante de equilíbrio de uma reação é: 
 
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Kc = [N2] [H2O]2
[NO]2 [H2]2
 
 
Qual será a expressão da constante de equilíbrio se todos os 
coeficientes estequiométricos forem divididos por dois e, depois, 
a reação for invertida? 
 
10) Em uma mistura de SO2, O2 e SO3, a 1000 K, as concentrações dos 
gases são: [SO2] = 5,0 x 10-3 mol/L, [O2] = 1,9 x 10-3 e [SO3] = 6,9 
x 10-3 mol/L. A reação está em equilíbrio? Se não, em que sentido 
ela se deslocará para alcançá-lo? Kc = 279 
 
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g
 
 
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EQUILÍBRIO EM REAÇÕES ÁCIDO-BASE 
 
1) O ácido ascórbico (H2C6H6O6 - vitamina C) é um ácido diprótico. 
Qual é o pH de uma solução 0,10mol/L, e qual a concentração do íon 
ascorbato (C6H6O6-2) na solução? 
Ka1 = 7,9 x 10-5 e Ka2 = 1,6 x 10-12 
 
2) O valor do pKb da dimetilamina é 3,24; calcule a constante de 
dissociação da base Kb: 
 
3) Uma amostra de suco de abacaxi tem pH 3,29; calcule a 
concentração de íons hidrônio [H3O+] e de íons hidróxido [OH-] 
nesta amostra? 
 
4) O ácido fórmico (HCHO2) é uma das substâncias responsáveis pela 
sensação de queimadura causada pela mordida da “formiga de fogo”. 
Sabendo que o valor de Ka para este ácido é 1,8 x 10-4, calcule o 
valor de Kb para o íon CHO2-: 
 
5) O ácido lático (HC3H5O3) é um ácido monoprótico que está 
presente no leite talhado e que também é responsável pelo sabor 
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acre do chucrute. Uma solução 0,100 mol/L deste ácido apresenta pH 
2,44 (a 25oC). Calcule Ka e pKa para o ácido lático a esta 
temperatura: 
 
6) A metilamina (CH3NH2) é uma base fraca e uma das várias 
substâncias responsáveis pelo odor marcante de arenque em 
conserva. Sabendo que, numa solução 0,100 mol/L de CH3NH2, somente 
6,4 % desta base sofreram ionização, quais são Kb e pKb da 
metilamina? 
 
7) A piridina (C5H5N) é uma substância de odor desagradável e que 
tem influência negativa sobre a ereção masculina, cujo Kb = 1,7 x 
10-9. Qual é o pH de uma solução aquosa 0,015 mol/L de piridina? 
 
9) Calcule o pH de uma solução 0,0010 mol/L de dimetilamina 
[(CH3)2NH], sabendo que Kb = 9,6 x 10-4: 
 
10) Indique se há ou não hidrólise na dissolução em água dos 
seguintes sais (diga se a solução em questão deverá ser ácida, 
neutra ou alcalina). Dados: Ka (HCHO2) = 1,8 x 10-4 ; Ka HF = = 6,6 
x 10-4, Kb (NH3) = 1,8 x 10-5 
 
a. cloreto de potássio (KCl) 
b. formiato de amônio (NH4CHO2) 
c. fluoreto de sódio (NaF) 
d. cianeto de potássio (KCN) 
e. sulfato de alumínio [Al2(SO4)3] 
f. nitrato de zinco [Zn(NO3)2] 
 
11) Calcule os valores de pH e o pOH das seguintes soluções de 
ácidos fortes: 
 
a) ácido clorídrico (HCl) cuja concentração é 0,02 mol/L 
b) ácido nítrico (HNO3) cuja concentração é 1,30 x 10-4 mol/L 
 
12) Determine o pH de uma solução ácido fluorídrico (HF) cuja 
concentração é 2,00 mol/L. Dado KaHF = 6,6 x 10-4 
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13) Em nossas aulas de laboratório, será muito utilizado o 
hidróxido de amônio (NH4OH) para deixar o pH do meio reacional 
básico. Esta solução apresenta uma concentração de 6 mol/L. 
a) Calcule o pH desta solução. b) Calcule a concentração de uma 
solução de hidróxido de amônio que apresenta um pH igual a 8,6. 
Dado: Kb = 1,8.10-5 
 
14) uma solução de carbonato de sódio (Na2CO3) apresenta uma 
concentração de 0,043 mol/L. 
a) Calcule o valor do pH. b) Calcule a concentração de uma solução 
de carbonato de sódio que apresenta um pH igual a 7,6. 
Dados: Ka1 = 4,31.10-7 Ka2 = 5,61.10-11 Kw = 1,0.10-14 
 
15) a) Calcule o pH de uma solução de benzoato de sódio (C6H5COONa) 
sódio com concentração igual a 0,002 mol/L. b) Calcule a 
concentração de uma solução de benzoato de sódio que apresenta um 
pH igual a 8,7. 
Dados: Ka= 6,6.10-5 Kw =1,0.10-14 
 
16) Uma solução de cloreto de amônio (NH4Cl) foi preparada em 
laboratório com concentração igual a 0,25 mol/L. 
a) Calcule o pH desta solução. b) Calcule a concentração de 
uma solução de cloreto de amônio que apresenta um pH igual a 
6,3. 
Dados: Kb = 1,8.10-5 
 
17) Uma solução-tampão ácida foi preparada com ácido acético 
(CH3COOH) de concentração 0,25 mol/L e acetato de sódio (NaOOCCH3) 
de concentração 0,18 mol/L. 
a) Calcule o valor do pH. b) Calcule as concentrações do ácido 
acético e do acetato de sódio, para que juntos formem uma 
solução-tampão ácida com pH igual a 5,5. 
Dado: Ka(ácido acético)= 1,8.10-5 
 
18) Uma solução-tampão básica foi preparada com hidróxido de 
amônio (NH4OH) de concentração 0,27 mol/L e cloreto de amônio 
(NH4Cl) de concentração 0,13 mol/L. 
 
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a) Calcule o valor do pH. Demonstre as equações, os balanços de 
carga e de massa e suas respectivas aproximações. 
b) Calcule as concentrações do hidróxido de amônio e do cloreto de 
amônio, para que juntos formem uma solução-tampão básica com pH 
igual a 8,7. 
Dado: Kb = 1,8.10-5 
 
19) Uma solução-tampão é utilizadapara que um sistema não sofra 
grandes variações de pH, mesmo sofrendo uma adição de ácido ou 
base fortes. 
 
a) Explique, por meio das equações, porque o pH de uma solução-
tampão básica não sofre alteração com a adição de um ácido 
forte. 
b) Explique, por meio das equações, porque o pH de uma solução-
tampão ácida não sofre alteração com a adição de um ácido forte. 
 
20) Uma solução de ácido acético, em um frasco estocado em uma 
farmácia, não tem concentração conhecida. Se o pH da solução for 
igual a 2,68, qual a concentração em mol/L da solução? Ka = 1,75 x 
10-5. 
 
21) O ácido bórico é usado como anti-séptico suave em preparações 
manipuladas. Qual o pH de uma solução aquosa 0,025 mol/L de ácido 
bórico? Qual o grau de ionização do ácido em solução? Ka= 5,9 x 10-
10
 
 
H3BO3 + H2O(l) H3O+(aq) + H2BO3-(aq) 
 
 
22) O ácido barbitúrico (HC4H3N2O3), é usado na preparação de 
diversos barbituratos (drogas usadas como sedativos). Qual a 
concentração de íon hidrogênio e íon barbiturato em uma solução 
0,20 mol/L do ácido? 
Ka = 9,8 x 10-5 
 
23) O ácido fluorídrico (HF), ao contrário do ácido clorídrico 
(HCl), é um eletrólito fraco. Qual a concentração do íon 
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hidrogênio e o pH de uma solução aquosa 0,040 mol/L de HF? KaHF = 
6,6 x 10-4. 
 
 
24) Qual a concentração de íons hidróxido (OH-) presente numa 
solução aquosa de HCl cuja concentração é 0,010 mol/L? 
 
25) Calcule as concentrações dos íons hidrônio (H3O+) e íons 
hidróxido (OH-) a 25oC nas seguintes soluções: 
 
a) ácido clorídrico (HNO3) cuja concentração é 1,15 mol/L 
b) hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) cuja concentração é 0,10 mol/L 
 
26) Calcule o pH de uma solução de N2H5Cl 0,10 mol/L. Dado 
Kb=1,7x10-6. 
 
27) O pH do sangue humano é de 7,4. Qual é a [H+] no sangue? 
 
28) O ácido cloroacético (HC2H2O2Cl) é um ácido fraco com Ka = 1,4 x 
10-3, sendo usado como herbicida e na fabricação de corantes e 
outras substâncias químicas. Qual é o pH de uma solução 0,010mol/L 
deste ácido, a 25oC? 
 
29) Foram dissolvidos X g de cianeto de sódio (solução 1) e Y g de 
cloreto de potássio (solução 2) em água. Indique se há hidrólise 
total, parcial ou se não há hidrólise destes sais. Escreva as 
reações justificando se o pH das soluções 1 e 2 é ácido, neutro ou 
alcalino. 
 
30) Você preparou no laboratório uma solução pela mistura de 50 mL 
de CH3COOH 0,1 mol/L com 50 mL de CH3COONa 2,5 mol/L. Dado Ka 
(ácido acético) = 1,75 x 10-5. Qual o pH desta solução? Esta 
mistura teria um efeito “tamponante”? Justifique sua resposta. 
 
31) Calcular o valor de pH de 90 mL de solução tampão (que contém 
0,2 mol/L de CH3COOH e 0,3 mol/L de CH3COONa) a que se juntaram 
10,0 mL de HCl 0,1 mol/L. Comparar a variação de pH que ocorreria 
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se a mesma quantidade de ácido fosse adicionado à água pura. Dado 
pKa (CH3COOH)= 4,75. 
 
32) O ácido nicotínico (vitamina do complexo B) é um ácido 
monoprótico, cuja fórmula é HC6H4NO2. Uma solução deste ácido à 
0,012 mol/L tem pH 3,39 à 25oC. Calcule a constante de dissociação 
deste ácido nesta mesma temperatura. 
 
33) Calcular o valor de pH para as seguintes soluções abaixo: 
a) 3,2x10-3 mol/L de KOH 
b) 0,2 mol/L de HI 
c) 0,15 mol/L de CH3COOH, dado Ka=1,75x10-5 
d) 0,2 mol/L de NH4OH, dado Kb=1,8x10-5 
e) 0,25 mol/L de CH3COONa, dado Ka=1,75x10-5 
f) contendo 0,35 mol/L de CH3COOH e 0,70 mol/L de CH3COONa, dado Ka 
(CH3COOH)= =1,75x10-5 
 
34) Utilizando somente valores de pKa, assinale a alternativa que 
propõe o sistema tampão mais eficiente para o meio de cultura da 
bactéria Staphilococcus aureus, que apresenta como faixa ótima de 
pH 7,0-7,5. Justifique a sua resposta baseando-se na equação de 
Henderson Hasselbalch. 
a)H3PO4 / H2PO4- pKa=2,1 
b)CH3COOH / CH3COO- pKa=4,8 
c)H2PO4- / HPO42- pKa=7,2 
d)HPO42- / PO43- pKa=12,4 
e)HS / S2- pka=19,0 
 
35) Supondo que se queira preparar um tampão com pH = 3,7, qual a 
combinação ácido-base conjugada é a mais conveniente e qual deverá 
ser a razão entre as suas concentrações tendo como base os dados 
da tabela abaixo: 
 
 
Ácido Base conjugada Ka pKa 
H3PO4 H2PO4- 7,5x10-3 2,12 
HF F- 7,4x10-4 3,13 
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HCO2H HCO2- 1,8x10-4 3,74 
C6H5CO2H C6H5CO2- 6,3x10-5 4,20 
CH3CH2CO2H CH3CH2CO2- 1,3x10-5 4,89 
H2S HS- 1,0x10-7 7,10 
 
 
 
GABARITO 
 
CONCENTRAÇÃO E DILUIÇÃO 
1) 
a) 30 g/mol 
b) 64 g/mol 
c) 100 g/mol 
d) 120 g/mol 
e) 82 g/mol 
f) 149 g/mol 
g) 860 g/mol 
h) 286 g/mol 
2) 5eq.-g 
3) 218 g/mol 
4) a) 0,2253mol/L b) 0,0556 L ou 55,6 mL 
5) Se 1 gota = 0,05 mL, então: 0,05 mol/L 
6) C = 39,2 g/L 
7) C = 0,0666 mol/L 
8) 1,2 eq/L 
9) 0,065 L ou 65 mL 
10) 200 g/L 
11) 7,5 g 
12) 0,75 mol/L 
13) 4,0 g 
14) 4,0 mol/L 
15) 0,050 mol/L, 0,10mol/L e 0,15 mol/L 
16) a) 
17) T = 0,049 
18) 400 g/L, 66,7 mL 
19) 63 eq 
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20) 0,8 mol/L 
21) 0,1 eq 
22) 0,6 eq/L 
23) 1,344 x 10-4 mol 
24) 0,0076 L ou 7,6 mL 
25) 1,364 mol/L 
26) 0,10 mol/L 
27) 1,0 mL 
28) 4,63 x 10-2 mol/L 
29) 4,9 x 10 6 mL 
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EQUILÍBRIO QUÍMICO – GERAL 
 
1) a) Não. N2(g) + O2(g) 2NO(g) 
 b) [NO] = 2,0 x 10-1 mol/L 
 c) Neste equilíbrio haverá predominância dos reagentes, pois Keq 
< 1,0. 
d) Haveria menor concentração dos reagentes após alcançar o novo 
estado de equilíbrio uma vez que o sistema responderia 
aumentando a concentração de NO. 
2) Keq =1,54 x 10-2. 
3) a) Keq = 2,11 x 10-2; b) A retirada de PCl3 do sistema em 
equilíbrio leva ao consumo de PCl5 e com isso há uma diminuição na 
concentração deste último. 
4) Keq = 4,08 x 108. 
5) a) homogênea; b) heterogênea; c) homogênea; d) heterogênea. 
Equilíbrio homogêneo: Todas as espécies estão no mesmo estado 
físico. Substâncias sólidas não participam do equilíbrio. 
6) K2 = (1/K1)2 
7) Kc = 2,67 
8) Kc = 2,23 x 1022 
9) 1/Kc = [NO][H2]/[N2]1/2 
10)Qc = 1,0 x 103 então Qc > Kc, o sistema não está em 
equilíbrio. Para alcançar o equilíbrio ela precisa se deslocar no 
sentido da esquerda. 
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EQUILÍBRIO EM REAÇÕES ÁCIDO-BASE 
 
1) pH = 2,55; [Asc-2] = 1,6 x 10-12 mol/L. 
2) Kb = 5,75 x 10-4 
3) [H+] = 7,57 x 10-4 mol/L; [OH-] = 1,32 x 10-11 mol/L 
4) Kb (CHO2-) = 5,5 x 10-11. 
5) Ka (HC3H5O3) = 1,4 x 10-4; pKa (HC3H5O3) = 3,8. 
6) Kb = 4,4 x 10-4; pKb = 3,36. 
7) pH = 8,6. 
8) pH = 2,5. 
9) pH = 10,79. 
 
10) 
a) KCl → K+ + Cl-(nem o cátion e nem o ânion sofrem hidrólise, pH 
neutro). 
b) NH4CHO2 – Ka (HCHO2) = 1,8 x 10-4; Kb (NH3) = 1,8 x 10-5 (ambos 
íons sofrem hidrólise; como Ka > Kb, a solução será ácida). 
c) NaF → Na+ + F-(o ânion deriva de ácido fraco; sofrerá hidrólise 
tornando o pH alcalino). 
d) KCN → K+ + CN-(o ânion deriva de ácido fraco; sofrerá hidrólise 
tornando o pH alcalino). 
e) Al2(SO4)3 → 2 Al+3 + 3 SO4-2 (o cátion deriva de base fraca; 
sofrerá hidrólise tornando o pH ácido). 
f) Zn(NO3)2 → Zn+2 + 2 NO3- (o cátion deriva de base fraca; sofrerá 
hidrólise tornando o pH ácido). 
11) a) pH = 1,70; b) pH = 3,89 
12) pH = 1,44 
13) a) pH = 4,24; b) C = 0,0285 mol/L 
14) a) pH = 11,44; b) C = 8,90 x 10-10 mol/L 
15) pH = 7,74; b) [benzoato] = 0,165 mol/L 
16) a) 4,90; b) [NH4Cl] = 4,5 x 10-4 mol/L 
17) a) pH= 4,60; [CH3CO2H] = 0,18 mol/L e [CH3CO2Na] = 1,0 mol/L 
18) a) pH = 9,58; [NH4Cl] = 1,0 mol/L; [NH4OH] = 0,28 mol/L 
19)a) A adição de um ácido consome os íons hidroxila e o 
equilíbrio é deslocado no sentido da direita. B) Pela adição de 
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ácido forte há consumo dos íons acetato (base conjugada) do ácido 
acético do tampão, com isso não haverá alteração do pH do meio até 
um certo volume de ácido adicionado. 
20) C = 0,25 mol/L 
21) pH = 5,41 α = 1,5 x 10-2 % 
22) [H3O+] = 4,43 x 10-3 mol/L = [barbiturato] 
23) pH = 2,32 
24) [OH-] = 1,0 x 10-12 mol/L 
25) a) [H3O+] = 6,07 x 10-2 mol/L e [OH-] = 1,65 x 10-13 mol/L; b) 
[H3O+] = 0,20 mol/L e [OH-] = 5,0 x 10-14 mol/L 
26) pH = 4,61 
27) [H3O+] = 3,98 x 10-8 mol/L 
28) pH = 2,43 
29) solução 1 – pH > 7,0, pois CN- + H2O HCN + -OH 
solução 2 – pH = 7,0 – não há hidrólise (sal derivado de ácido 
forte e base forte) 
30) pH = 6,16; Não, pois a relação entre as concentrações de sal e 
concentração de ácido é maior do que 10:1 (ou 1:10) 
31) pH = 4,9; pH = 2,0 (em água pura) 
32) Ka = 1,43 x 10-5 
33) a) pH = 11,51; B) pH = 0,7; c) pH = 2,79, d) pH 11,28; e) pH = 
9,08; f) pH = 5,06 
34) pH = pKa ± 1; pKa = 7,2 
35) A melhor combinação ácido/base é HCO2H/HCO2-, pois pH = pKa ± 1; 
razão [HA]/[A-] = 1,0/0,90 ou 1,10/1,0. 
 
Ultima atualização em 12/08/06 VGC