LISTA 3 - Detonada

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LISTA 3 
EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE 
Por Igor Rabello (DQA) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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LISTA 3 – EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE 
APOSTILA PROFESSORA ANNA CRISTINA (DAQ) 
1) Calculo o pH das seguintes soluções: 
A) 0,100M NaOH 
B) 0,010M HCl 
 
2) Calcule o pH ou o pOH das seguintes soluções. 
A) 0,050mL HNO3 16M misturados com 1,0 litro de H2O 
B) KOH 0,030M 
 
3) Calcule o pH de uma mistura de 10,0mL de HNO3 0,010M com 2,0mL de HCl 
0,10M. 
 
4) Calcule o pH das seguintes soluções: 
A) 100,0mL de HCl 0,10M + 200,0mL de NaOH 0,050M 
B) 100,0mL de HCl 0,10M + 50,0mL de NaOH 0,10M + 50,0mL de H2O 
C) 100,0mL de HCl 0,100M + 100,0mL de NaOH 0,400M 
 
5) Calcule a massa de Ba(OH)2.8H2O que é necessária para preparar 500mL de 
solução com pH = 13,0. PM = 315,5 
 
6) Calcule a concentração de todas as espécies e o pH das seguintes soluções: 
A) Ácido fluorídrico 1,00 x 10-3 M 
B) Ácido acético 0,400M 
C) Ácido cianídrico 0,100M 
 
7) Uma solução de metilamina CH3NH2 de concentração igual a 0,150M apresenta 
pH = 11,89. Qual o valor do Kb da metilamina? 
 
8) O vinagre é uma solução de ácido acético 5,00% (p/p) em H2O. Sua densidade é 
1,0072 g.mL-1. Calcule o pH do vinagre. PM(HAc) = 60,05 
 
9) Calcule a [H+], porcentagem de ionização e o pH de uma solução de ácido 
acético 0,200M. 
 
10) Calcule a porcentagem de ionização, o pH e a [OH-] de uma solução de HCN 
0,15M. 
 
 
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11) Calcule a concentração de todas as espécies presentes em uma solução de 
ácido fórmico 1,028 x 10-3M e a constante de ionização do ácido sabendo que o 
seu grau de ionização é 34,8% 
 
12) Calcule o pH e o grau de dissociação (%) da metilamina. 
 
13) Calcule o pH e o grau de dissociação do ácido acético nas seguintes soluções: 
A) HAc 2,0M + HCl 1,0 x 10-2M 
B) HAc 2,0M + HCl 1,0 x 10-4M 
 
14) Calcular as concentrações de todas as espécies presentes numa solução 0,50M 
de ácido oxálico. 
 
15) Calcular as concentrações de todas as espécies presentes numa solução 0,10M 
de H2S. 
 
16) Calcular as concentrações de todas as espécies presentes numa solução 
0,200M de ácido ascórbico. 
 
17) Calcular as frações de espécie para o H2S em pH = 5,0 e pH = 10,0. Qual a 
espécie predominante em cada pH? 
 
18) Dissolveu-se 0,050 mol de Na2CO3 em água, o pH foi ajustado para 10,0 de 
maneira que o volume final fosse 500mL. Calcule as frações de espécie e as 
concentrações molares de CO3
2- e HCO3
-. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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QUESTÃO 1 
É a questão mais simples de todas as 98 desta apostila. Se você tiver alguma 
dificuldade nessa questão, vá ao SIGA e tranque a disciplina imediatamente, e tire o 
semestre todo para rever tudo que aprendeu no ensino médio. 
Aqui a ÚNICA coisa a se atentar são os algarismos significativos. 
Vamos à resolução: 
A) Ao dissolver NaOH a 0,100 mol.L-1, ocorre: 
NaOH ⇌ Na+ + OH- 
[OH-] = [NaOH] = 0,100 mol.L-1 
Aplicamos a expressão pOH: 
 
 
Como Kw = 10
-14 a 25oC, então pH + pOH = 14. Logo, 
pH = 14 – 1 = 13,0 
 
B) Ao solubilizar HCl a 0,010 mol.L-1, ocorre: 
HCl ⇌ H+ + Cl- 
[H+] = [HCl] = 0,010 mol.L-1 
Aplicamos a expressão de pH: 
 
 
 
A) pH = 13,0 
B) pH = 2,0 
 
 
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QUESTÃO 2 
A) Ao misturar HNO3 com água, ocorre a diluição do ácido. 
 
Observando que tínhamos 0,050 mL e acrescentamos 1,0 litro, temos o volume final de 
1000,05 mL. 
Aplicamos a expressão geral da diluição, que deduzimos no exercício 3, lista 1: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pela ionização do ácido, temos: 
HNO3 ⇌ H
+ + NO3
- 
[H+] = [HNO3] = mol.L
-1 
 
Pela expressão de pH, teremos: 
 
 
 
 
B) Assim como na questão 1, fazemos: 
 
NaOH ⇌ Na+ + OH- 
[OH-] = [NaOH] = 0,030 mol.L-1 
 
Portanto, 
 
 
A) pH = 3,1 B) pOH = 1,5 
 
 
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QUESTÃO 3 
 
Há várias maneiras de pensar e abordar esse mesmo problema. Já usamos a 
abordagem da diluição propriamente dita na questão anterior. Faremos agora focando 
unicamente nos prótons livres e calculando a concentração final deles. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ao misturar as soluções acima, temos um total de 0,3 mmol de H+ (0,1mmol+0,2mmol) 
em um total de 12,0 mL (10,0mL+2,0mL). 
Nessa condição, é válido: 
 
 
 
 
Finalmente, 
 
 
 
pH = 1,6 
 
HNO3 ⇌ H
+ + NO3
- 
[HNO3] = [H
+] 
Número de móis de H+ = [H+] x volume = 10mL x 0,01 mol.L-1 = 0,1 mmol 
10,0 mL 
2,0 mL 
HCl ⇌ H+ + Cl- 
[HCl] = [H+] 
Número de móis de H+ = [H+] x volume = 2mL x 0,1 mol.L-1 = 0,2 mmol 
 
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QUESTÃO 4 
A) A mistura fornece um volume final = 100 mL + 200 mL = 300 mL 
Primeiro passo é determinar as novas concentrações dos componentes: 
 
 
 
 
 
 
 
----- 
 
 
 
 
 
 
 
Como não há excesso de ácido nem de base, logo após a mistura a reação ocorre: 
H+ + OH- ⇌ H2O 
 H+ OH- H2O 
Inicial 0,03333 0,3333 
Reação -0,03333 -0,03333 +0,03333 
Final 0 0 
 
Portanto, todo H+ livre em solução é proveniente da auto-protólise da água. Nesse 
caso, pH = 7,0. 
 
B) O volume final nesse caso é 100 mL + 50 mL + 50 mL = 200 mL. 
Calculando as novas concentrações, 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Nesse caso, o HCl está em excesso e a reação ácido-base ocorre consumindo todo OH-: 
H+ + OH- ⇌ H2O 
 H+ OH- H2O 
Inicial 0,05 0,025 
Reação -0,025 -0,025 +0,025 
Final 0,025 0 
 
Temos então [H+] = 0,025 mol.L-1. Prossegue-se: 
 
 
 
C) O volume final nesse caso é 100 mL + 100 mL = 200 mL. 
 
Como nos itens anteriores, a etapa seguinte é calcular as concentrações: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
---- 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Com OH- em excesso, todo H+ é consumido: 
H+ + OH- ⇌ H2O 
 
 
 
Sabemos [OH-] = 0,15 mol.L-1 e então podemos descobrir pOH. 
 
 
 
Com Kw = 10
-14 (a 25o C), é válido: 
pH + pOH = 14 
pH = 14 – pH 
Ou seja, 
pH = 14 – 0,8 = 13,2 
 
A) pH = 7,0 B) pH = 1,6 C) pH = 13,2 
 
 H+ OH- H2O 
Inicial 0,05 0,2 
Reação -0,05 -0,05 +0,05 
Final 0 0,15 
 
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QUESTÃO 5 
Em pH = 13,0 há excesso
de OH-. Note que nessa solução pOH = 14 – 13 = 1. 
Portanto queremos uma solução que nos forneça pOH = 1. 
Se 
 , então pela propriedade de logaritmo temos 
Nesse caso, 
 
 
Conclui-se que a concentração de OH- na solução é de 10-1 mol.L-1. Como a solução a 
ser preparada tem volume 500mL, 
 
O objetivo é descobrir a massa de Ba(OH)2.8H2O que fornece 50mmol de hidroxila. 
 
Sabemos que a dissociação do hidróxido de bário é representada por: 
Ba(OH)2. ⇌ Ba
2+ + 2OH- 
Chegamos à relação: 
 
 
Substituindo número de móis de hidroxila por 50 mmol, encontra-se: 
 
 
 
 
 
Como será usado hidróxido de bário octa-hidratado (Ba(OH)2.8H2O), usamos a sua 
massa molar (315,5) em vez da massa molar do composto anidro (Ba(OH)2). 
 
 
 
 
 
 
MASSA DE Ba(OH)2.8H2O = 7,89g 
 
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QUESTÃO 6 
SOLUÇÃO GERAL: 
Observe que em cada item temos soluções aquosas de ácidos monopróticos e todos são 
eletrólitos fracos. Daí, fazemos a reação de ionização de cada ácido do tipo HA e em 
seguida a tabela de reação/equilíbrio, e teremos: 
HA ⇌ H+ + A- 
 
 
 
 
Assim, substituindo na respectiva expressão de Ka, 
 
 
 
 
 
 
 
 
Chegamos às expressões gerais para esse problema: 
 e 
 
 
 
Observando que, para eletrólito fraco, 
 , . 
Nesse caso, 
 
 
 
Usando as expressões acima, resolveremos a, b e c. 
 
a) Como , fazemos: 
 
 
 
 
Resolvemos a equação do segundo grau tomando: 
 
 HÁ H+ A- 
Inicial [HA] 0 
Reação - + + 
Final [HA]- 
 
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Chegamos a = 5,51 x 10-4 mol.L-1 
Assim, 
 
E também, 
 
 
Por fim, fazemos 
 
 
 
 
b) Como , fazemos 
 
 
 
∴ 
 
 
 
E também, 
 
 
Para pH, 
 
 
 
 
c) Novamente, como , fazemos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
a) 
 
b) 
 
c) 
 
 
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QUESTÃO 7 
 
Veja que a solução se encontra em pH alcalino. Nessa condição, é mais fácil expressara 
concentração do excesso de OH-. 
A 25o C, pOH = 14,0 – pH = 14,0 – 11,89 = 2,11 
 
Pela definição logarítmica, 
 
 
 
 
Assim, 
 
 
Pela dissociação da metilamina, deduzimos a expressão de Kb: 
 
CH3NH2 + H2O ⇌ CH3NH3
+ + OH- 
 
 
 
 
 
 
 
Notamos que, pela reação acima, 
 
 
Lembrando que 
 
e 
 
 
 
 
Portanto, 
 
 
 
 
 
Substituindo tudo na expressão de Kb, 
 
 
 
 
 
 
Kb = 
 
 
 
 
 
 
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QUESTÃO 8 
 
Se a densidade do vinagre é 1,0072 g.mL-1, então em 1L (1000mL) há 1007,2g de 
solução. 
 
Se nós temos o teor mássico de ácido acético na solução (5%), então achamos a massa 
 de H3CCOOH em 1007,2g de solução por regra de três: 
 
5 g de H3CCOOH ................... 100 g de solução 
 .................. 1007,2 g de solução 
 = 50,36 g 
 
 
 Portanto há 50,36 g em 1007,2 g = 1L → 50,36g.L-1 (concentração de H3CCOOH) 
 
Para expressar em [H3CCOOH], fazemos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para cálculo do pH, considera-se a reação de ionização: 
 
H3CCOOH ⇌ H
+ + H3CCOO
- 
 
Lembre-se que, com eletrólito fraco , quando 
 , fazemos: 
 
 
 
 (DEDUZIMOS ISSO NA INTRODUÇÃO DA QUESTÃO 6) 
Logo, 
 
 
 
 
 
Finalmente, 
 
 
 
 
 
VINAGRE: pH = 2,42 
 
 
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QUESTÃO 9 
A reação de ionização é 
H3CCOOH ⇌ H
+ + H3CCOO
- 
Novamente pela dedução na introdução da questão 6, como 
 , 
temos: 
 
 
 
 
Logo, 
 
 
 
 
A porcentagem de ionização é , onde: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Portanto, a porcentagem de ionização é 
 
E o pH será: 
 
 
 
 
[H+] = 1,87 x 10-3 mol.L-1 Ionização = 0,940% pH = 2,73 
 
 
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QUESTÃO 10 
O ácido cianídrico é bastante fraco e, para praticamente qualquer concentração, [HCN] 
> 104 Ka, portanto, 
 
 
Logo, 
 
 
 
Para encontrar o percentual de ionização, 
 
 
 
 
 
Onde, 
 
 
 
 
 
 
 
Por fim, encontramos a [OH-] sabendo que, a 25o C, Kw = 1,0 x 10
-14. Assim, 
H2O ⇌ H
+ + OH- 
 
 
Na solução, determinamos que [H+] = , então 
 
 
∴ 
 
 
 
 
 
PORCENTUAL = 5,7 x 10-3% pH = 5,1 [OH-] = 1,2 x 10-9 mol.L-1 
 
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QUESTÃO 11 
Grau de ionização 0,348 significa que, dos 1,028 x 10-3 mol solubilizados (por litro), 
apenas 34,8% se solubilizam, formando formiato de hidrogênio +1: 
(1,028 x 10-3 mol.L-1) x 34,8% = 3,57744 x 10-4 mol.L-1 
Daí, ocorre: 
HCOOH ⇌ HCOO- + H+ 
 
 
 
Da tabela temos que no equilíbrio, 
[HCOOH] = 6,70 x 10-4 mol.L-1 
[HCOO-] = [H+] = 3,58 x 10-4 mol.L-1 
 
A constante de ionização Ka é a expressão: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
[HCOOH] = 6,70 x 10-4 mol.L-1 ; [HCOO-] = [H+] = 3,58 x 10-4 mol.L-1
Ka = 1,91 x 10
-4 
 
 
 
 HCOOH HCOO- H+ 
Inicial 1,028 x 10-3 0 
Reação -3,57744 x 10-4 +3,57744 x 10-4 +3,57744 x 10-4 
Final 6,70256 x 10-4 3,57744 x 10-4 3,57744 x 10-4 
 
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QUESTÃO 12 
A) Vamos à reação: 
H3CNH2 + H2O ⇌ H3CNH3
+ + OH- 
 H3CNH2 H2O H3CNH3
+
 OH- 
Inicial 2,0 0 0 
Reação - - + + 
Final 2,0 – 
 
No equilíbrio, 
 
 
 
 
 
Com Kb = 4,28 x 10
-4, temos 
 
 
 
 
 
 ∴ 
Chegamos à equação do segundo grau: 
 
Tomando 
a = b = c = 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Logo, [H3CNH3
+] = [OH-] = = 
E também, [H3CNH2] = 2,0 – = 2,0 = 1,97 mol.L
-1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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B) Vamos à reação: 
H3CNH2 + H2O ⇌ H3CNH3
+ + OH- 
 H3CNH2 H2O H3CNH3
+
 OH- 
Inicial 0,02 0 0 
Reação - - + + 
Final 0,02 – 
 
No equilíbrio, 
 
 
 
 
 
Com Kb = 4,28 x 10
-4, temos 
 
 
 
 
 ∴ 
Chegamos à equação do segundo grau: 
 
Tomando 
a = b = c = 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Logo, [H3CNH3
+] = [OH-] = = 
E também, [H3CNH2] = 0,02 – = 0,02 = 0,0173 mol.L
-1 
 
 
 
 
 
 
 
 
A) [OH-] = e 
B) [OH-] = e 
 
 
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QUESTÃO 13 
Nesses dois casos, por se tratar de um ácido forte, o HCl presente atua inibindo a 
ionização do acetato por E.I.C. 
A) Nessa primeira condição, a concentração de H+ inicial é 1,0 x 10-2 mol.L-1. A 
reação ocorre: 
HAc ⇌ H+ + Ac- 
 
 
 
 
Com Ka = 1,75 x 10
-5, no equilíbrio: 
 
 
 
 
∴ 
 
 
 
 
Como [HAc] >> Ka. então 2,0 >> 
Logo, 
Temos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Chegamos à equação do segundo grau: 
 
Tomando a = 1 b = c = 
 
 
 
 
 
 
 
 
 HAc H+ Ac- 
Inicial 2,0 10-2 
Reação - + + 
Final 2,0 - 10-2+ 
 
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Observamos na tabela que: 
 
Substituindo 
 
 
Para determinar o pH, faremos 
 
 
O grau de ionização : 
 
 
 
 
 
 
 
 
B) Nessa primeira condição, a concentração de H+ inicial é 1,0 x 10-4 mol.L-1. A 
reação ocorre: 
HAc ⇌ H+ + Ac- 
 
 
 
 
Com Ka = 1,75 x 10
-5, no equilíbrio: 
 
 
 
 
∴ 
 
 
 
 
Como [HAc] >> Ka. então 2,0 >> 
Logo, 
Temos: 
 HAc H+ Ac- 
Inicial 2,0 10-4 
Reação - + + 
Final 2,0 – 10-4+ 
 
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Para resolver a E.S.G. acima, tomamos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Observamos na tabela que: 
 
Substituindo 
 
Para determinar o pH, faremos 
 
 
O grau de ionização : 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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QUESTÃO 14 
Observando a ionização do oxálico: 
H2C2O4 ⇌ H
+ + HC2O4
- ⇌ C2O4
2- + 2H+ 
Começamos com a primeira ionização, fazendo a tabela de reação/equilíbrio. 
H2C2O4 ⇌ H
+ + HC2O4
- Ka(1) = 5,4 x 10
-2 
 
 
 
Para Ka(1) = 5,4 x 10
-2, é válida a relação: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 – 
 
 
 – 
 
Note que, como Ka1 não é tão pequeno, não podemos desprezar em relação a 0,5 
mol.L-1. Portanto, seremos forçados a resolver a equação do segundo grau. 
 
 – 
 → 
 
 – 
 
Tomando a = 1 b = c = 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Temos então um resultado parcial de [H2C2O4]. [HC2O4
-] e [H+]. 
[H2C2O4]parcial = 0,5 – = 0,5 mol.L
-1 – 0,110916 mol.L-1 = 0,36047977 mol.L-1 
[HC2O4
-]parcial = [H
+]parcial = = mol.L
-1 
Na segunda etapa, ocorre a segunda desprotonação. Para montar a tabela 
reação/equilíbrio, usamos paras as concentrações iniciais das espécies, as 
concentrações parciais que encontramos na etapa anterior. 
 H2C2O4 H
+ HC2O4
- 
Inicial 0,5 0 
Reação - + + 
Final 0,5 – 
 
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HC2O4
- ⇌ H+ + C2O4
2- Ka(2) = 5,4 x 10
-5 
 
 
 
Substituindo na expressão de Ka(2), teremos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 – 
 
 
 
 – 
 
Note que, desta vez, a constante de equilíbrio Ka(2) é relativamente pequena (de fato, 
Ka(2) < 10
4 x [HC2O4
-]). Portanto, é desprezível em relação . 
 
Logo, 
 
 
 
 
 (mol.L-1) 
Finalmente, 
 
[H2C2O4] = 0,36047977 mol.L
-1 = [H2C2O4] = 0,36 mol.L
-1 
[HC2O4
-] = – (com >> ) = = mol.L-1 = mol.L-1 
[C2O4
2-] = = mol.L-1 
[H+] = + (com >> ) = = mol.L-1 = mol.L-1 
 
[H2C2O4] = 0,36 mol.L
-1 
[HC2O4
-] = mol.L-1 
[C2O4
2-] = mol.L-1 
[H+] = mol.L-1 
 
 HC2O4
- H+ C2O4
2- 
Inicial 
Reação - + + 
Final – + 
 
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QUESTÃO 15 
Podemos tentar resolver esse problema do mesmo jeito que resolvemos a questão 
anterior. Porém, usarei aqui outra abordagem para calibrar a percepção e o bom senso 
na hora de resolver questões. 
Em solução, os três seguintes equilíbrios são respeitados: 
Relação 1: H2S + H2O ⇌ HS
- + H3O
+ 
 
 
 
 
Relação 2: HS- + H2O
 ⇌ S2- + H3O
+ 
 
 
 
 
Relação 3: H2O ⇌ H
+ + OH- 
 
 
 
 
 
O princípio da eletroneutralidade exige que o somatório das concentrações dos ânions 
seja igual ao somatório das concentrações de cátions, logo:
[H+]total = [HS
-]total + 2[S
2-]total + [OH
-]total 
Tratando-se de uma solução ácida, temos: 
[H+] > 10-7 > [OH-] 
Assim, simplificamos (da relação 3) da seguinte maneira: 
Relação 4: [H+]total = [HS
-]total + 2[S
2-]total 
Como todo o 0,1mol.L-1 de H2S está presente na solução de maneira que, parte está 
dissociada como S2-, parte dissociada como HS- e outra parte não dissociada, é válido o 
que chamaremos de relação 5: 
Relação 5: [H2S] + [HS
-] + [S2-] = 0,1 mol.L-1 
Observando o Ka(2), salta aos olhos que a segunda ionização é extremamente pequena 
(Ka(2) = 10
-14) e podemos ignorar [S2-] na relação 4, reescrevendo da seguinte maneira: 
[H+]total ≈ [HS
-]total 
Ainda observando que Ka(1) também é extremamente pequeno (de fato, Ka(1) ≈ Kw), 
aceitamos que [H+] << [H2S] e simplificamos a relação 5: 
[H2S] + [HS
-] + [S2-] = 0,1 mol.L-1 
[H2S] = 0,1 mol.L
-1 
 
 
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Atribuindo esses resultados na relação 1, temos: 
 
 
 
Da relação 2, tiramos que: 
 
 
 
 
Para finalizar, [H2S] = 0,1 mol.L
-1 
 
 
 
[H2S] = 0,1 mol.L-1 
[ESSE MÉTODO SEMPRE SERÁ VÁLIDO PARA ÁCIDOS 
MUITO FRACOS (Ka ≤ 10
-7) E HOUVER UMA DIFERENÇA 
CONSIDERÁVEL ENTRE AS CONSTANTES DE IONIZAÇÃO 
SEQUENTES (ka(n) >> ka(n+1) ] 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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QUESTÃO 16 
O método aqui é similar ao da questão 14, com a vantagem de que agora Ka(1) é 
pequeno o suficiente para consideramos a dissociação desprezível logo de início. 
H2Asc ⇌ H
+ + HAsc- 
 
 
 
Substituindo na expressão de Ka(1)... 
 
 
 
 – 
 
Com Ka(1) < 10
4 [H2Asc], é lógico que << 0,2. Por isso, 
 – ≈ 
∴ 
 
 (mol.L-1) 
Portanto, nessa etapa encontramos: 
[H2Asc]parcial = 0,2 – = 0,2 = mol.L
-1 
[HAsc-]parcial = [H
+]parcial = = mol.L
-1 
 
Na segunda ionização, 
HAsc- ⇌ H+ + Asc2- 
 
 
 
Novamente, atribuímos os valores da tabela à expressão de Ka(2) e desprezamos o (se 
você chegou até aqui e ainda não sabe o porquê do desprezar, volta e refaz os 
exercícios anteriores porque você não entendeu nada). 
 
 
 
 – 
 
 H2Asc H
+ HAsc- 
Inicial 
Reação - + + 
Final – 
 HAsc- H+ Asc2- 
Inicial 
Reação - + + 
Final – 
 
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Por fim, 
[H2Asc] = mol.L
-1 
[HAsc-] = – (com << ) = = mol.L-1 
[Asc2-] = = mol.L-1 
[H+] = + (com >> ) = = mol.L-1 
 
[H2Asc] = mol.L
-1 
[HAsc-] = mol.L-1 
[Asc2-] = mol.L-1 
[H+] = mol.L-1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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QUESTÃO 17 
Problemas envolvendo concentração de espécies de ácido poliprótico em pH calibrado 
são muito chatos de serem entendidos. Por isso, não deduziremos fórmulas nem nos 
importaremos muito com o raciocínio porque levaria muito tempo. 
DICA: Decora e não perde tempo com essa merda. 
Primeiro passo é fixar pH. Aqui, pH = 5 implica que [H+] = 10-5 (princípio do anti-log) 
Agora usando a expressão da fração de espécies e encontrando 0, 1 e 2. (DECORAR) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
------ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
------ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Naturalmente, a espécie predominante é aquela cujo equivalente é mais efetivo. 
Logo, em pH = 5 temos predominância do H2S (99%). 
Para pH = 10, [H+] = 10-10 mol.L-1. 
 
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Para simplificar os cálculos a partir daqui, faremos uma fórmula geral das espécies do 
ácido diprótico e aplicaremos nas três espécies. 
 
 
 
 
Onde, = 
 
Nesse caso, para H2S em pH = 10 
 = 
 = 
Agora, para 0, 1 e 2, 
 
 
 
 
 → 
 
 
 
 → 
 
 
 
 → 
 
 
 
 
Espécie predominante é o bisulfeto (HS-) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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QUESTÃO 18 
Como na questão anterior, sem muita explicação. Decorar como se faz e seguir. 
Única diferença é que dessa vez estamos trabalhando com a base conjugada do ácido 
carbônico e do bicarbonato. 
 
CO3
2- + 2H+ ⇌ HCO3
- + H+ ⇌ H2CO3 ⇌ CO2↑ + H2O 
 
Note que em pH alcalino, predominam as espécies carbonato e bicarbonato. O ácido 
carbônico se decompõe em CO2 e não fica em solução. 
pH = 10 implica em [H+] = 10-10 mol.L-1 e pH alcalino. 
 = 
 
 = 
 
 
 
 
Note que, como sabemos 1 e supomos que nesse pH a presença de H2CO3 é nula, 
poderíamos tentar obter 2 fazendo: 
 1 + 2 = 100% 
Logo, 
 2 = 100% - 1 = 100% - 68% = 32% 
Para saber se o resultado foi coerente, aplicamos a fórmula e comparamos: 
 
 
 
 
Assim, 1 = HCO3- = 68% e 2 = CO3
2- = 32% 
Para encontrar as concentrações molares, 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 1 = 68% 2 = 32% 
AUMENTO DO pH 
AUMENTO DO pOH 
 
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QUESTÃO 19 
Questão típica de prova. 
Sempre tenho problema na demonstração dessa questão, e ela está sempre na prova.