Exercícios: Modelos e pares conjugados

A compreensão do comportamento dos ácidos e das bases evoluiu de forma decisiva no final do século XIX e início do XX. Considere as substâncias $\mathrm{HCl}$ e $\mathrm{NH}_3$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$.

1. a) Justifique por que o cloreto de hidrogênio se comporta como ácido segundo a teoria de Arrhenius e segundo a teoria de Brønsted-Lowry, escrevendo a equação química correspondente em solução aquosa.
2. b) Explique de forma fundamentada por que uma interpretação histórica estrita baseada somente na dissociação de hidróxidos não descreve diretamente a amônia. Escreva sua reação com a água e explique como a transferência protônica origina íons hidróxido, compatível com a definição aquosa ampliada de base.

No marco da teoria de Brønsted-Lowry, duas espécies químicas formam um par ácido-base conjugado se estão relacionadas mediante a transferência de exatamente um próton ($\mathrm{H}^+$), o que implica uma variação de uma unidade na sua carga elétrica líquida.

1. a) Escreva a fórmula molecular ou iônica da base conjugada de cada uma das seguintes espécies químicas ácidas: íon hidrogenossulfato, $\mathrm{HSO}_4^-$, e íon hidrônio, $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$.
2. b) Escreva a fórmula molecular ou iônica do ácido conjugado correspondente a cada uma das seguintes bases: íon hidrogenofosfato, $\mathrm{HPO}_4^{2-}$, e metilamina, $\mathrm{CH}_3\mathrm{NH}_2$.

Denominam-se substâncias anfipróticas aquelas que podem ceder ou aceitar prótons conforme a espécie química com a qual reagem. O íon hidrogenocarbonato, $\mathrm{HCO}_3^-$, é uma espécie anfiprótica de grande relevância em solução aquosa a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$.

1. a) Escreva a reação balanceada em que o íon hidrogenocarbonato atua como ácido de Brønsted-Lowry frente ao ânion hidróxido, $\mathrm{OH}^-$, identificando os dois pares ácido-base conjugados.
2. b) Escreva a reação balanceada em que o íon hidrogenocarbonato atua como base de Brønsted-Lowry frente ao íon hidrônio, $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$, identificando igualmente os dois pares conjugados.

Preparam-se duas soluções aquosas independentes de dois ácidos monopróticos, $\mathrm{HA}$ e $\mathrm{HB}$, na mesma concentração analítica inicial $c_0 = 0{,}10\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ e a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$. No esquema anexo representa-se uma amostra microscópica de volume idêntico para ambos os recipientes, na qual se introduziu inicialmente um total equivalente a $6$ moléculas de ácido em cada solução. Observe a distribuição de partículas no equilíbrio ilustrada a seguir:

1. a) A partir da contagem das espécies presentes no equilíbrio (moléculas não dissociadas e íons gerados), determine a porcentagem ou grau de dissociação de cada ácido.
2. b) Deduza de forma fundamentada qual dos dois ácidos é mais forte, justificando se duas soluções que possuem exatamente a mesma concentração molar inicial de soluto geram necessariamente a mesma acidez. Use o modelo ideal e desconsidere a autoprotólise da água quando essa aproximação for válida.

Frequentemente se confundem os termos «forte» e «concentrado» ao descrever uma solução ácida. Considere a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ as duas soluções seguintes: solução 1 de ácido clorídrico, $\mathrm{HCl}$, com concentração $c_1 = 1{,}0\cdot 10^{-4}\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ (ácido forte completamente ionizado), e solução 2 de ácido acético, $\mathrm{CH}_3\mathrm{COOH}$, com concentração $c_2 = 2{,}0\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ ($K_a = 1{,}8\cdot 10^{-5}$).

1. a) Calcule a concentração de íons $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$ em ambas as soluções, desconsiderando a autoprotólise da água.
2. b) Classifique cada solução segundo sua força ácida intrínseca e segundo sua concentração, e explique por que a solução de ácido fraco pode apresentar uma concentração de íons $\mathrm{H}_3\mathrm{O}^+$ maior que a do ácido forte. Use o modelo ideal e desconsidere a autoprotólise da água quando essa aproximação for válida.

O conceito de neutralização apresenta interpretações complementares conforme o referencial teórico utilizado.

1. a) Descreva a reação de neutralização em solução aquosa entre soluções de hidróxido de sódio, $\mathrm{NaOH}$, e ácido nítrico, $\mathrm{HNO}_3$, formulando a equação iônica líquida e justificando o processo segundo a definição de Arrhenius.
2. b) Considere agora a reação entre os gases amônia, $\mathrm{NH}_3(\mathrm{g})$, e cloreto de hidrogênio, $\mathrm{HCl}(\mathrm{g})$, para formar o sólido branco cloreto de amônio, $\mathrm{NH}_4\mathrm{Cl}(\mathrm{s})$, na ausência completa de solvente. Raciocine se esse processo é uma neutralização segundo Arrhenius e segundo Brønsted-Lowry, indicando o ácido, a base e o próton transferido.

A $25\,^{\circ}\mathrm{C}$, o ácido cianídrico, $\mathrm{HCN}$, tem constante de acidez $K_a = 4{,}9\cdot 10^{-10}$, enquanto o ácido fluorídrico, $\mathrm{HF}$, tem $K_a = 6{,}8\cdot 10^{-4}$. Faz-se reagir fluoreto de sódio, $\mathrm{NaF}$, com ácido cianídrico em solução aquosa homogênea.

1. a) Escreva a equação de transferência protônica segundo Brønsted-Lowry entre o íon fluoreto, $\mathrm{F}^-$, e o $\mathrm{HCN}$, identifique os dois pares ácido-base conjugados e deduza se a constante dessa reação será maior ou menor que a unidade.
2. b) Calcule o valor numérico exato da constante de equilíbrio dessa reação a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ e relacione o resultado com a preferência termodinâmica padrão, diferenciando-a do sentido de evolução de uma mistura concreta, que requer conhecer seu quociente de reação. Use o modelo ideal e desconsidere a autoprotólise da água quando essa aproximação for válida.

No laboratório há dois frascos rotulados $\mathrm{X}$ e $\mathrm{Y}$. Sabe-se que um contém ácido fórmico, $\mathrm{HCOOH}$ ($K_a = 1{,}8\cdot 10^{-4}$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$), e o outro contém ácido hipocloroso, $\mathrm{HClO}$ ($K_a = 3{,}0\cdot 10^{-8}$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$). Dois estudantes preparam uma solução $0{,}050\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ do frasco $\mathrm{X}$ e outra $0{,}050\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ do frasco $\mathrm{Y}$. Medem-se a condutividade elétrica e o pH a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$, verificando-se que a solução $\mathrm{X}$ tem um $\mathrm{pH} = 2{,}53$, enquanto a solução $\mathrm{Y}$ tem um $\mathrm{pH} = 4{,}41$.

1. a) Identifique, de forma fundamentada, a qual ácido corresponde cada frasco, por meio do cálculo da constante de acidez experimental de cada um deles.
2. b) Considerando as bases conjugadas de ambos os ácidos em solução aquosa na mesma concentração molar, justifique qual dos dois ânions sofrerá hidrólise básica mais acentuada e calcule a sua constante de basicidade correspondente $K_b$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$, sabendo que $K_w = 1{,}0\cdot 10^{-14}$. Use o modelo ideal e desconsidere a autoprotólise da água quando essa aproximação for válida.

A água pura a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ sofre autoionização segundo o equilíbrio $2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{l}) \rightleftharpoons \mathrm{H}_3\mathrm{O}^+(\mathrm{aq}) + \mathrm{OH}^-(\mathrm{aq})$, com $K_w = 1{,}0\cdot 10^{-14}$ e entalpia padrão de dissociação $\Delta H^0 > 0$.

1. a) Explique o comportamento anfiprótico da água, indicando que função desempenha cada uma das duas moléculas de água na reação de autoprotólise, e indique os dois pares ácido-base conjugados gerados.
2. b) Sabendo que a $60\,^{\circ}\mathrm{C}$ o produto iônico da água aumenta até $K_w = 9{,}6\cdot 10^{-14}$, justifique por meio do princípio de Le Chatelier por que esse valor aumenta, calcule o pH da água neutra a $60\,^{\circ}\mathrm{C}$ e analise detalhadamente se a água a essa temperatura continua sendo rigorosamente neutra apesar de seu pH ser menor que $7{,}00$. Use o modelo ideal para relacionar as concentrações com o pH.