Cap. 23 - Eletrolise com eletrodos reativos (Eletrodeposição)

Apostila SAS

Cap. 23 - Eletrolise com eletrodos reativos (Eletrodeposição)

 

Kps

 1: O K_ps do AgCl a 25^oC é 1,0x10^-10. Calcule as concentrações de Ag⁺ e Cl^- em

solução saturada de AgCl e a solubilidade molar do AgCl.

reação = AgCl Ag⁺ + Cl^-

K_ps = [Ag⁺].[Cl^-]

onde s é a solubilidade molar : [Ag⁺] = [Cl^-] = s

substituindo na equação do K_ps

1,0x10^-10 = [Ag⁺].[Cl^-]

1,0x10^-10 = s . s

1,0x10^-10 = s²

s = (1,0x10^-10)^1/2

s = 1,0x10^-5 = R1

se s = [Ag⁺] = [Cl^-] = 1x10^-5 = R2

 

 2: 10mL de AgNO₃ 0,2M é adicionado a 10mL de NaCl 0,10M. Calcule a

concentração de Cl^- remanescente na solução em equilíbrio e a solubilidade do AgCl.

10mL de AgNO₃ + 10mL de NaCl = 20mL de solução final

AgNO₃ + NaCl AgCl + NaNO₃

Ag⁺ + Cl^- AgCl

K_ps = [Ag⁺].[Cl^-]

Cálculo dos milimols de [Ag⁺] e [Cl^-]

Ag⁺ = 0,20 x 10 = 2mmol

Cl^- = 0,10 x 10 = 1mmol

Excesso de Ag⁺ = 2mmol - 1mmol = 1mmol

Concentração final de Ag⁺ = 1mmol/20 mL = 0,050M

Substituindo na equação do K_ps

0,050[Cl^-] = 1,0x10^-10

[Cl^-] = 1,0x10^-10

             0,050

[Cl^-] = 2x10^-9M = R1

A concentração de [Cl^-] é igual a solubilidade de AgCl

s_AgCl = 2x10^-9M = R2

 

3- Dois compostos AB e AC₂ tem produtos de solubilidade igual a 4x10^-18. Qual o 
mais solúvel. Justifique ? 
R = o composto AC₂ é o mais solúvel (s=1x10^-6) pois sua solubilidade é maior que a do composto AB (s=2x10^-9) 

 

 

 

PH e POH

1.    Determine o pH de uma solução 0,005M de ácido sulfúrico?

 

2. Uma solução apresenta concentração hidrogeniônica igual a 10^-11 mol/L. Qual é o seu pOH?

 

3. Foi preparada uma solução 0,04M de ácido clorídrico (HCl). Descobrir o seu pOH.

KH

1.        Dados os compostos: NaCN, KCl, NH₄Cl, KOH, H₂SO₄:

Coloque esses compostos em ordem crescente de acidez.

R: KOH < NaCN < KCl < NH₄Cl < H₂SO₄

2.     A concentração da água, [H₂O] é praticamente constante. Podemos associá-la a K´ e definir uma nova constante de equilíbrio, K_h:

 

3. Um sal, ao ser solubilizado em água, pode formar uma solução com pH menor, maior ou igual a 7, dependendo

do ácido ou da base de origem. Esses vários valores de pH ocorrem devido ao processo de hidrólise que um íon de

origem fraca sofre ao entrar em contato com a água. O equilíbrio entre as espécies formadas é representado pela

constantes de hidrólise (Kh), cujo valor é obtido através da razão entre a constante de ionização da água (Kw) e a

constante de ionização do ácido (Ka) ou da base (Kb). Com base na informação acima descrita, calcule o valor

do pH de uma solução obtida pela dissolução de 7,40g de acetato de sódio (NaCH3COO) em um volume total de 500 mL.

 

Dados: massas (g/mol): Na = 23; C = 12; H = 1; O = 16;

Kw=1,0 x 10^–14

Ka=1,8 x 10^–5 à T = 25 °C.

 

a) 5

b) 6

c) 8

d) 9

Molaridade da solução: M = 7,4 / 0,5*82 => M = 0,18 mol/L

 

Equação de equilíbrio:

 

CH3COO^- + H2O <===> CH3COOH + OH^-

 

Kh = 1,0*10^-14 / 1,8*10^-5

Kh = 5,55*10^-10

 

Kh = [CH3COOH]*[OH^-] / [CH3COO^-]

 

5,55*10^10 = x*x / 0,18

x² = 10^-10 => x = [OH^-] = 10^-5 mol/L

 

pOH = 5

pH = 14 - 5

pH = 9