O EQUILÍBRIO IÔNICO EM SOLUÇÃO APLICANDO A TEORIA DE DEBYE

Lista de exercícios

Assunto - Equilíbrio iônico em solução aplicando a teoria de Debye – Hückel -

 

1. Calcule a força iônica µ de: a) uma solução de KNO3 0,1 mol L-1 ;  b) uma solução de Na2SO4 0,1 mol L-1; c) compare a força iônica e a concentração molar  

 

1. Qual é a força iônica de uma solução 0,05 mol L-1  em KNO3 e 0,1 mol L-1 Na2 SO4 ?

1. Encontre o erro relativo introduzido quando se negligencia a atividade no cálculo da solubilidade do Ba(IO3)2 numa solução 0,033 M de Mg(IO3)2.  (dado: Kps Ba(IO3)2 = 1,57 x 10-5).

 

1. Use a atividade para calcular a concentração de íons hidrônio em uma solução 0,012 mol L-1 de HNO2 e 0,050 mol L-1  de NaCl. (dado: Ka HNO2 = 5,1 x 10-4).

 

1. Calcule o pH da água que contém KCl 0,010 M dissolvido à 25°C.

 

1. Calcule o pH de uma solução aquosa de HCl 1,0 X 10-2 M considerando e desconsiderando a atividade. Faça o mesmo para uma solução de NaOH 5,0 x 10-2 M.

 

1. Calcule o pH de uma solução aquosa de ácido acético 3,50 x 10-3 M, na qual houve adição de NaCl 0,01 M. Qual o erro relativo introduzido quando se negligencia a atividade?

 

1. Qual é o erro relativo introduzido quando não se considera a atividade no cálculo da solubilidade do CaF2 em uma solução de NaF 0,01 M (dado Kps CaF2 = 3,9 x 10-1).

 

1. A constante de dissociação do ácido acético foi medida a 25 °C em função da força iônica, que foi aumentada pela adição de NaCl. A partir dos dados tabelados abaixo, calcule a constante termodinâmica de ionização do ácido.

 

ka x 105	1,754	2,292	2,622	3,158	2,475
I	0	0,02	0,06	1,01	2,01

 

1. Calcular, em relação à água pura, o percentual de aumento da concentração de íons H+, em uma solução KCl 0,1 mol L-1.  

Dados: constante de ionização da água (kw) = 1,0 x 10-14; coeficiente de atividade do íon H+ em força iônica 0,1 (γH+) = 0,83; coeficiente de atividade do íon OH- em força iônica 0,1 (γOH-) = 0,76.

 

1. Na temperatura de 25 °C, a solubilidade do TlCl em água pura é 1,607 x 10-2 molal, enquanto que na presença de uma solução KCl 0,3 molal é de 2,312 x 10-2 molal.  calcule a constante termodinâmica do produto de solubilidade do TlCl

explique com base na Teoria de Debye-Hückel porque a solubilidade aumentou com a adição de KCl.

 

1. A tabela abaixo mostra a variação do grau de ionização do ácido acético com a concentração inicial de ácido acético. A partir destes dados, determine a constante termodinâmica de ionização do ácido acético discuta se o erro que se comente quando se usa o modelo da solução ideal pode ser desconsiderado em trabalhos de laboratório de pesquisa, ou de industria

 [pic 1]

 

1. A 25 °C, o produto de solubilidade do FeC2O4 é 2,1 x 10-7. Usando a lei limite de Debye-Hückel, calcule a solubilidade do FeC2O4 em uma solução 0,02 molar de MgSO4, 0,05 molar de KNO3 e em água pura.

 

1. A tabela abaixo mostra a variação do grau de dissociação (α = Λ/Λ0) com a concentração de ácido acético na temperatura de 25 °C. A partir destes dados, calcule a constante de dissociação deste ácido considerando a solução ideal (Kideal) e usando a lei limite de Debye-Hückel (KDH). Estes dados foram retirados da seguinte referência: MacInnes and Shedlovsky, J. Am. Chem. Soc. 54 (1932) 1429. Compare os valores calculados de Kideal e

KDH com o valor tabelado no handbook que é de 1,75 x 10-5

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