Equilíbrio Químico

LISTA DE EXERCÍCIOS- Equilíbrio de complexação, precipitação e múltiplos equilíbrios

1. Defina:

1. Complexo
2. Ligante
3. Número de coordenação

1.  Escreva as equações químicas e as expressões das constantes de equilíbrio globais para a formação progressiva (em etapas) de:

1. Ni(CN)42-
2. Cd(SCN)3-

3) Uma solução contendo o complexo genérico MX a 2,55 x 10-2 mol L-1 em equilíbrio dinâmico com as espécies Mn+ e Xn-, ambas a 8,0 x10-6 mol L-1. Determine:

a) A equação química de formação deste complexo.

b) A expressão para calcular a constante de formação deste complexo.

c) Calcule a constante de formação deste complexo.

d) A equação química de dissociação deste complexo.

e) A expressão para calcular a constante de instabilidade deste complexo.

f) Calcule a constante de instabilidade deste complexo.

1. O íon Ag+ forma um complexo com amônia de fórmula [Ag(NH3)2]+ e
   Kinst = 6,8 x 10-3mol2/L2 .

a) Qual o nome deste complexo?

b) Determine a constante de formação para este complexo.

c) Escreva a equação química de formação deste complexo.

d) Escreva a expressão para calcular a constante de formação deste complexo.

5) Um complexo genérico MX apresenta uma constante de formação (Kf) igual a 4,0 x 108 mol L-1. Determine a concentração dos íons Mn+ em uma solução
1,0 x 10-2 mol L-1 do íon complexo.

6) Calcular a concentração e a fração molar em % do Zn2+ e de cada complexo de zinco em uma solução na qual as concentrações de equilíbrio de zinco e amônia são, respectivamente, 0,05 e 0,1 mol L-1.

Dados:

β1 = 186

β2 = 4,08 x 104

β3 = 1,02 x 107

β4 = 1,15 x 109

7) Calcular as concentrações das espécies em equilíbrio de uma solução obtida por 2,4 mols de KCN e 0,1 mol de Cd(NO3)2 em água suficiente para obter um litro de solução, sabendo-se que Kinst (Cd(CN)42-) = 7,1 x 10-18.

8) Qual deveria ser a concentração de amônia NH3 em uma solução para abaixar a concentração de Ag+ de uma solução de AgNO3 0,1 mol L-1 para 5,0 x 10-10 mol L-1. Admita que não há variação de volume com a adição de solução de amônia e β2 = 1,6 x 107.

9) Calcule a concentração de todas as espécies presentes em um litro de solução das seguintes soluções:

a) 0,050 mols de Co(NO3)3, 2,00 mols de NH3.

b) 0,010 mols de Zn(NO3)3, 1,00 mols de etilenodiamina (en).

Dados: β6(Co(NH3)63+ = 1,6 x 1035; β2(Zn(en)22+ = 2,3 x 1010

10) A constante de formação do complexo prata-etilenodiamina (AgNH2CH2CH2NH2)+ é 5,0 x 104. Calcule a concentração de Ag+:

a)        Em equilíbrio com uma solução 0,10 mol L-1 do complexo.

b)        Se a concentração de etilenodiamina em solução fosse igual a do complexo (0,10 mol L-1).

1.  Completar e balancear as seguintes reações que ocorrem em solução aquosa ácida, empregando-se os métodos: a) da semi-reações e b) do número de oxidação.

1. I2(aq)  +  H2S(aq)  ↔ H+(aq)    +   S-(aq) 
2. I-(aq)    +  H2SO4(aq)    ↔  I2(aq)    +  SO2(aq) 
3. P4(s)   + N2O(g)   ↔  P4O6(S)  +  N2(g)

1. Completar e balancear as seguintes reações que ocorrem em solução aquosa básica, empregando-se os métodos: a) da semi-reações e b) do número de oxidação.

1. PbO2(aq)  +  Cl-(aq)  ↔  ClO-(aq)  +  Pb(OH)3-(aq)
2. ClO-(aq)  +  Fe(OH)3(aq)  ↔  Cl-(aq)  +  FeO42-(aq)
3. N2H4(aq)    +  Cu(OH)2(aq)    ↔ N2(g)    +  Cu(s) 

1. Defina ou descreva:

1. Potencial de eletrodo; b) potencial padrão de eletrodo; c) célula galvânica; d) célula eletrolítica; e) ânodo em uma célula eletroquímica; f) cátodo em uma célula eletroquímica.

1. Gere as expressões das constantes de equilíbrio para as seguintes reações. Calcule o valor numérico para Keq:

1. Fe3+ (aq) + V2+ (aq) → Fe2+(aq)  + V3+(aq)
2. 2V(OH)4+ (aq) + U4+(aq)  → 2VO2+(aq)  + UO22+(aq)  + 4H2O(l)
3. VO2+ (aq) + V2+ (aq) + 2H+ (aq) → 2V3+ (aq) + H2O(l)

1. Uma diferença de potencial (Ecelula) de +0,353 V e observada para a célula:

CuࣴCu2+ (0,010 mol L-1) ࣴࣴ Ag+(x mol L-1) ࣴAg

Determine a concentração de Ag+ na meia célula de redução.

Dados: Cu2+ + 2e- ↔ Cu E0 = +0,337 V e Ag+ + e- ↔ Ag E0 = +0,800 V

1. Uma mistura ácida de H3AsO3 0,150 M e H3AsO4 0,0610 possui potencial de eletrodo de 0,494 V. Qual é o pH da solução?

[pic 1]

1. Escreva as semi-reações, calcule os potenciais padrão das células (E0), as constantes de equilíbrio e diga se quais dessas reações se processará espontaneamente:

[pic 2]

1. Escreva a equação de balanço de carga para uma solução aquosa que contém NaCl, Ba(ClO4)2 e Al2(SO4)3.

1. Escreva expressões de balanço de massa para uma solução que é:

(a) 0,20 mol L–1 em H3AsO4.

(b) 0,10 mol L–1 em Na2HAsO4.

(c) 0,0500 mol L–1 em HClO e 0,100 mol L–1 em NaClO.

(d) 0,25 mol L–1 em NaF e saturada com CaF2.

1. Calcule a solubilidade molar do Ag2C2O4 em uma solução cuja concentração fixa de H3O+ é:

(a) 1,0 x 10-6 mol L–1.

(b) 1,0 x 10-9 mol L–1.

Obs: empregar o método sistemático para resolução de problemas de múltiplos equilíbrios.

1. Calcular a solubilidade molar do PbCO3 em uma solução tamponada a pH = 7,00.

Obs: empregar o método sistemático para resolução de problemas de múltiplos equilíbrios.