22.14.14: Capítulo 14

1.

Um exemplo de NH ₃ como ácido conjugado:${\text{NH}}_2{}^{\text{−}}+{\text{H}}^{\text{+}}⟶{\text{NH}}_3;$como base conjugada:${\text{NH}}_4{}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{OH}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{NH}}_3(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}_2\text{O}(l)$

3.

(uma)${\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}_2\text{O}(l);$(b)$\text{HCl}(\mathrm{aq})⟶{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{Cl}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q);$(c)${\text{NH}}_3(\mathrm{uma}q)⟶{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{NH}}_2{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q);$(d)${\text{CH}}_3{\text{CO}}_2\text{H}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q);$(e)${\text{NH}}_4{}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{NH}}_3(\mathrm{uma}q);$(f)${\text{HSO}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{H}}^{\mathrm{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{ENTÃO}}_4{}^{\text{2−}}(\mathrm{uma}q)$

5.

(uma)${\text{H}}_2\text{O}(l)+{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q);$(b)${\text{OH}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{H}}_2\text{O}(l);$(c)${\text{NH}}_3(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{NH}}_4{}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q);$(d)${\text{LATA}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)⟶\text{HCN}(\mathrm{uma}q);$(e)${\text{S}}^{\mathrm{2-}}(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{HS}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q);$(f)${\text{H}}_2{\text{PO}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{H}}_3{\text{PO}}_4(\mathrm{uma}q)$

7.

(a) H ₂ O, O ²⁻; (b) H ₃ O ⁺, OH ⁻; (c) H ₂ CO ₃,${\text{CO}}_3{}^{\text{2−}};$(d)${\text{NH}}_4{}^{\text{+}},$ ${\text{NH}}_2{}^{\text{−}};$(e) H ₂ OS _4,${\text{ENTÃO}}_4{}^{\text{2−}};$(f)${\text{H}}_3{\text{O}}_2{}^{\text{+}},$ ${\text{QUEM}}_2{}^{\text{−}};$(g) H ₂ S; ^{− 2}; (h)${\text{H}}_6{\text{N}}_2{}^{\mathrm{2+}},$H ₄ EM ₂

9.

Os rótulos são ácido Brønsted-Lowry = BA; sua base conjugada = CB; base Brønsted-Lowry = BB; seu ácido conjugado = CA. (a) HNO ₃ (BA), H ₂ O (BB), H ₃ O (⁺ CA),${\text{NÃO}}_3{}^{\text{−}}(\text{CB});$(b) CN ⁻ (BB), H ₂ O (BA), HCN (CA), OH ⁻ (CB); (c) H ₂ SO ₄ (BA), Cl ⁻ (BB), HCl (CA),${\text{HSO}}_4{}^{\text{−}}(\text{CB});$(d)${\text{HSO}}_4{}^{\text{−}}(\text{BARRA}),$AH ⁻ (BB),${\text{ENTÃO}}_4{}^{\text{2−}}$(CB), H ₂ O (CA); (e) O ²⁻ (BB), H ₂ O (BA) OH ⁻ (CB e CA); (f) [Cu (H _{2 O) 3 (OH)] + (BB), [Al (H 2} O) ₆] ^{3+ (BA), [Cu (H ₂ O) 4] 2+} (CA), [Al (H ₂ O) ₄] ²⁺ (CA), [Al (H 2 O) ₂ O) ₅ (OH)] ²⁺ (CB); (g) H ₂ S (BA),${\text{NH}}_2{}^{\text{−}}(\text{BB}),$HS ⁻ (CB), NH ₃ (CA)

11.

As espécies anfipróticas podem ganhar ou perder um próton em uma reação química, agindo assim como base ou ácido. Um exemplo é H ₂ O. Como ácido: ${\text{H}}_2\text{O}(\mathrm{uma}q)+{\text{NH}}_3(\mathrm{uma}q)\rightleftharpoons {\text{NH}}_4{}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{OH}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q).$Como base:${\text{H}}_2\text{O}(\mathrm{uma}q)+\text{HCl}(\mathrm{uma}q)\rightleftharpoons {\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{Cl}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)$

13.

anfiprótico: (a)${\text{NH}}_3+{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}⟶{\text{NH}}_4\text{OH}+{\text{H}}_2\text{O},$ ${\text{NH}}_3+{\text{OCH}}_3{}^{\text{−}}⟶{\text{NH}}_2{}^{\text{−}}+{\text{CH}}_3\text{OH};$(b)${\text{PULO}}_4{}^{\text{2−}}+{\text{OH}}^{\text{−}}⟶{\text{PO}}_4{}^{\text{3−}}+{\text{H}}_2\text{O},$ ${\text{LÚPULO}}_4{}^{\text{2−}}+{\text{Chlo}}_4⟶{\text{H}}_2{\text{PO}}_4{}^{\text{−}}+{\text{ClO}}_4{}^{\text{−}};$não anfiprótico: (c) Br ⁻; (d)${\text{NH}}_4{}^{\text{+}};$(e)${\text{Então}}_4{}^{\text{3−}}$

15.

Em uma solução neutra [H ₃ O ⁺] = [OH ⁻]. A 40 °C, [H ₃ O ⁺] = [OH ⁻] = (2,910 × 10 ⁻¹⁴) ^1/2 = 1,7$\times$10 ⁻⁷.

17.

x = 3,051$\times$10 ⁻⁷ M = [H ₃ O ⁺] = [OH ⁻]; pH = −log3,051$\times$10 ⁻⁷ = − (−6,5156) = 6,5156; pOH = pH = 6,5156

19.

(a) pH = 3,587; pOH = 10,413; (b) pOH = 0,68; pH = 13,32; (c) pOH = 3,85; pH = 10,15; (d) pOH = −0,40; pH = 14,4

21.

[H ₃ O ⁺] = 3,0$\times$10 ⁻⁷ M; [OH ⁻] = 3,3$\times$10 ⁻⁸ M

23.

[H ₃ O ⁺] = 1$\times$10 ⁻² M; [OH ⁻] = 1$\times$10 ⁻¹² M

25.

[OH ⁻] = 3,1$\times$10 ⁻¹² M

27.

O sal ioniza em solução, mas o ânion reage levemente com a água para formar o ácido fraco. Essa reação também forma OH ⁻, o que faz com que a solução seja básica.

29.

[H ₂ O] > [CH ₃ CO ₂ H] >$[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}]$≈$[{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{−}}]$> [OH ⁻]

31.

O estado de oxidação do enxofre em H ₂ SO ₄ é maior do que o estado de oxidação do enxofre em H ₂ SO ₃.

33.

$\begin{array}{cccccc}\text{Mg}{(\text{OH})}_2(s)+& \text{2 HCl}(\mathrm{uma}q)& ⟶& {\text{Mg}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)+& 2{\text{Cl}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)+& {\text{2H}}_2\text{O}(l)\\ \text{BB}& \text{BARRA}& & & \text{CB}& \text{CA}& \end{array}$

35.

$K_{\text{uma}}=2.3\times {10}^{\mathrm{-11}}$

37.

A base mais forte ou o ácido mais forte é aquele com o maior K _b ou K _a, respectivamente. Nesses dois exemplos, eles são (CH ₃) ₂ NH e${\text{CH}}_3{\text{NH}}_3{}^{\text{+}}.$

39.

trietilamina

41.

(uma)${\text{HSO}}_4{}^{\text{−}};$maior eletronegatividade do íon central. (b) H ₂ O; NH ₃ é uma base e a água é neutra, ou decida com base nos valores _de K a. (c) HI; PH ₃ é mais fraco que HCl; HCl é mais fraco que HI. Assim, o PH ₃ é mais fraco que o HI. (d) PH ₃; em compostos binários de hidrogênio com não metais, a acidez aumenta para o elemento inferior em um grupo. (e) HBr; em um período, a acidez aumenta da esquerda para a direita; em um grupo, aumenta de cima para baixo. Br está à esquerda e abaixo de S, então HBr é o ácido mais forte.

43.

(a) NaHSEO ₃ < NaHSO ₃ < NaHSO ₄; em polioxi-ácidos, o elemento central mais eletronegativo - S, neste caso - forma o ácido mais forte. O maior número de átomos de oxigênio no átomo central (conferindo-lhe um estado de oxidação mais alto) também cria uma maior liberação de átomos de hidrogênio, resultando em um ácido mais forte. Como sal, a acidez aumenta da mesma maneira. (b)${\text{ClO}}_2{}^{\text{−}}<{\text{BRo}}_2{}^{\text{−}}<{\text{IO}}_2{}^{\text{−}};$a basicidade dos ânions em uma série de ácidos será o oposto da acidez em seus oxiácidos. A acidez aumenta à medida que a eletronegatividade do átomo central aumenta. Cl é mais eletronegativo que Br e I é o menos eletronegativo dos três. (c) HOI < HOBr < HOCl; em uma série da mesma forma de oxiácidos, a acidez aumenta à medida que a eletronegatividade do átomo central aumenta. Cl é mais eletronegativo que Br e I é o menos eletronegativo dos três. (d) HOCl < HOClo < HOClo ₂ < HOClo ₃; em uma série de oxiácidos do mesmo elemento central, a acidez aumenta à medida que o número de átomos de oxigênio aumenta (ou à medida que o estado de oxidação do átomo central aumenta). (e)${\text{O}}^{\text{−}}<{\text{HS}}^{\text{−}}<<{\text{PH}}_2{}^{\text{−}}<{\text{NH}}_2{}^{\text{−}};$ ${\text{PH}}_2{}^{\text{−}}$e${\text{NH}}_2{}^{\text{−}}$são ânions de bases fracas, então eles agem como bases fortes em direção a H ⁺.${\text{O}}^{\text{−}}$e HS ⁻ são ânions de ácidos fracos, então eles têm menos caráter básico. Em um grupo periódico, o elemento mais eletronegativo tem o ânion mais básico. (f)${\text{BRo}}_4{}^{\text{−}}<{\text{BRo}}_3{}^{\text{−}}<{\text{BRo}}_2{}^{\text{−}}<{\text{BRo}}^{\text{−}};$com um número maior de átomos de oxigênio (ou seja, à medida que o estado de oxidação do íon central aumenta), o ácido correspondente se torna mais ácido e o ânion, consequentemente, menos básico.

45.

$[{\text{H}}_2\text{O}]>[{\text{C}}_6{\text{H}}_4\text{OH}({\text{CO}}_2\text{H})]>{\text{[H]}}^{\text{+}}\text{]}\text{0}>{\text{[C]}}_6{\text{H}}_4\text{OH}{({\text{CO}}_2)}^{\text{−}}]\gg [{\text{C}}_6{\text{H}}_4\text{O}{({\text{CO}}_2\text{H})}^{\text{−}}]>[{\text{OH}}^{\text{−}}]$

47.

1. Suponha que a mudança na concentração inicial do ácido à medida que o equilíbrio é estabelecido possa ser negligenciada, então essa concentração pode ser considerada constante e igual ao valor inicial da concentração total de ácido. 2. Suponha que possamos negligenciar a contribuição da água para a concentração de equilíbrio de H ₃ O ⁺.

48.

(b) A adição de HCl

50.

(a) A adição de HCl adicionará íons H ₃ O ⁺, que então reagirão com os íons OH ⁻, diminuindo sua concentração. O equilíbrio mudará para a direita, aumentando a concentração de HNO ₂ e diminuindo a concentração de${\text{NÃO}}_2{}^{\text{−}}$íons. (b) Adicionar HNO ₂ aumenta a concentração de HNO ₂ e desloca o equilíbrio para a esquerda, aumentando a concentração de${\text{NÃO}}_2{}^{\text{−}}$íons e diminuição da concentração de íons OH ⁻. (c) A adição de NaOH adiciona íons OH ⁻, que deslocam o equilíbrio para a esquerda, aumentando a concentração de${\text{NÃO}}_2{}^{\text{−}}$íons e diminuição das concentrações de HNO ₂. (d) A adição de NaCl não tem efeito nas concentrações dos íons. (e) Adicionar KNO ₂ adiciona${\text{NÃO}}_2{}^{\text{−}}$íons e desloca o equilíbrio para a direita, aumentando as concentrações de íons HNO ₂ e OH ⁻.

52.

Este é um caso em que a solução contém uma mistura de ácidos de diferentes forças de ionização. Em solução, o HCO ₂ H existe principalmente como moléculas de HCO ₂ H porque a ionização do ácido fraco é suprimida pelo ácido forte. Portanto, o HCO ₂ H contribui com uma quantidade insignificante de íons hidrônio para a solução. O ácido mais forte, HCl, é o produtor dominante de íons hidrônio porque é completamente ionizado. Em tal solução, o ácido mais forte determina a concentração de íons hidrônio, e a ionização do ácido mais fraco é fixada pelo [H ₃ O ⁺] produzido pelo ácido mais forte.

54.

(uma)$K_{\text{b}}=1.8\times {10}^{\mathrm{-5}};$ (b)$K_{\text{uma}}=4.5\times {10}^{\mathrm{-4}};$ (c)$K_{\text{b}}=6.4\times {10}^{\mathrm{-5}};$ (d)$K_{\text{uma}}=5.6\times {10}^{\mathrm{-10}}$

56.

$K_{\text{uma}}=1.2\times {10}^{\mathrm{-2}}$

58.

(uma)$K_{\text{b}}=4.3\times {10}^{\mathrm{-12}}$ (b)$K_{\text{uma}}=1.6\times {10}^{10}$ (c)$K_{\text{b}}=5.9\times {10}^8$ (d)$K_{\text{b}}=4.2\times {10}^{\mathrm{-3}}$ (e)$K_{\text{b}}=2.3\times {10}^5$ (f)$K_{\text{b}}=6.3\times {10}^{\mathrm{-13}}$

60.

(uma)$\frac{[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}][{\text{ClO}}^{\text{−}}]}{[\text{Chlo}]}=\frac{(x)(x)}{(\mathrm{0,0092}-x)}\approx \frac{(x)(x)}{\mathrm{0,0092}}=2.9\times {10}^{\mathrm{-8}}$
Resolver para x dá 1,63$\times$10 ⁻⁵ M. Esse valor é inferior a 5% de 0,0092, portanto, a suposição de que ele possa ser negligenciado é válida. Assim, as concentrações de espécies de soluto em equilíbrio são:
[H ₃ O ⁺] = [ClO ^—] = 1,6$\times$10 ⁻⁵ M
[HClO ^—] = 0,0092 M
[OH ⁻] = 6,1$\times$10 ⁻¹⁰ M;
(b)$\frac{[{\text{C}}_6{\text{H}}_5{\text{NH}}_3{}^{\text{+}}][{\text{OH}}^{\text{−}}]}{[{\text{C}}_6{\text{H}}_5{\text{NH}}_2]}=\frac{(x)(x)}{(\mathrm{0,0784}-x)}\approx \frac{(x)(x)}{\mathrm{0,0784}}=4.3\times {10}^{\mathrm{-10}}$
Resolver para x dá 5,81$\times$10 ⁻⁶ M. Esse valor é inferior a 5% de 0,0784, portanto, a suposição de que ele pode ser negligenciado é válida. Assim, as concentrações de espécies de soluto em equilíbrio são:
$[{\text{C}}_6\text{H}5{\text{NH}}_3{}^{\text{+}}]$= [OH ⁻] = 5,8$\times$10 ⁻⁶ M
[C ₆ H ₅ NH ₂] = 0,0784 M
[H ₃ O ⁺] = 1,7$\times$10 ⁻⁹ M;
(c)$\frac{[{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}][{\text{LATA}}^{\text{−}}]}{[\text{HCN}]}=\frac{(x)(x)}{(\mathrm{0,0810}-x)}\approx \frac{(x)(x)}{\mathrm{0,0810}}=4.9\times {10}^{\mathrm{-10}}$
Resolver para x dá 6,30$\times$10 ⁻⁶ M. Esse valor é inferior a 5% de 0,0810, portanto, a suposição de que ele pode ser negligenciado é válida. Assim, as concentrações de espécies de soluto em equilíbrio são:
[H ₃ O ⁺] = [CN ⁻] = 6,3$\times$10 ⁻⁶ M
[HCN] = 0,0810 M
[OH ⁻] = 1,6$\times$10 ⁻⁹ M;
(d)$\frac{[{({\text{CH}}_3)}_3{\text{NH}}^{\text{+}}][{\text{OH}}^{\text{−}}]}{[{({\text{CH}}_3)}_3\text{N}]}=\frac{(x)(x)}{(\mathrm{0,11}-x)}\approx \frac{(x)(x)}{\mathrm{0,11}}=6.3\times {10}^{\mathrm{-5}}$
Resolver para x dá 2,63$\times$10 ⁻³ M. Esse valor é inferior a 5% de 0,11, portanto, a suposição de que ele pode ser negligenciado é válida. Assim, as concentrações de espécies de soluto em equilíbrio são:
[(CH _{3) 3} NH ⁺] = [OH ⁻] = 2,6$\times$10 ⁻³ M
[(CH ₃) ₃ N] = 0,11 M
[H ₃ O ⁺] = 3,8$\times$10 ⁻¹² M;
(e)$\frac{[\text{Fe}{({\text{H}}_2\text{O})}_5({\text{OH})}^{\text{+}}][{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}]}{[\text{Fe}{({\text{H}}_2\text{O})}_6{}^{\mathrm{2+}}]}=\frac{(x)(x)}{(\mathrm{0,120}-x)}\approx \frac{(x)(x)}{\mathrm{0,120}}=1.6\times {10}^{\mathrm{-7}}$
Resolver para x dá 1,39$\times$10 ⁻⁴ M. Esse valor é inferior a 5% de 0,120, portanto, a suposição de que ele pode ser negligenciado é válida. Assim, as concentrações de espécies de soluto em equilíbrio são:
[Fe (H ₂ O) ₅ (OH) ⁺] = [H ₃ O ⁺] = 1,4$\times$10 ⁻⁴ M
$[\text{Fe}{({\text{H}}_2\text{O})}_6{}^{\mathrm{2+}}]$= 0,120 M
[OH ⁻] = 7,2$\times$10 ⁻¹¹ M

62.

pH = 2,41

64.

[C ₁₀ H ₁₄ N ₂] = 0,049 M; [C ₁₀ H ₁₄ N ₂ H ⁺] = 1,9$\times$10 ⁻⁴ M; $[{\text{C}}_{10}{\text{H}}_{14}{\text{N}}_2{\text{H}}_2{}^{\mathrm{2+}}]$= 1,4$\times$10 ⁻¹¹ M; [OH ⁻] = 1,9$\times$10 ⁻⁴ M; [H ₃ O ⁺] = 5,3$\times$10 ⁻¹¹ M

66.

$K_{\text{uma}}=1.2\times {10}^{\mathrm{-2}}$

68.

$K_{\text{b}}=\mathrm{1,77}\times {10}^{\mathrm{-5}}$

70.

(a) ácido; (b) básico; (c) ácido; (d) neutro

72.

[H ₃ O ⁺] e$[{\text{HCO}}_3{}^{\text{−}}]$são praticamente iguais

74.

[C ₆ H ₄ (CO ₂ H) ₂] 7,2$\times$10 ⁻³ M, [C ₆ H ₄ (CO ₂ H) (CO ₂) ⁻] = [H ₃ O ⁺] 2,8$\times$10 ⁻³ M,$[{\text{C}}_6{\text{H}}_4{({\text{CO}}_2)}_2{}^{\mathrm{2-}}]$3.9$\times$10 ⁻⁶ M, [OH ⁻] 3,6$\times$10 ⁻¹² M

76.

(uma)$K_{\text{a2}}=\mathrm{1,5}\times {10}^{\mathrm{-11}};$
(b)$K_{\text{b}}=4.3\times {10}^{\mathrm{-12}};$
(c)$\frac{[{\text{Te}}^{\mathrm{2-}}][{\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}]}{[{\text{O}}^{\text{−}}]}=\frac{(x)(\mathrm{0,0141}+x)}{(\mathrm{0,0141}-x)}\approx \frac{(x)(\mathrm{0,0141})}{\mathrm{0,0141}}=\mathrm{1,5}\text{×}{10}^{\mathrm{-11}}$
Resolver para x dá 1,5$\times$10 ⁻¹¹ M. Portanto, comparado com 0,014 M, esse valor é insignificante (1,1)$\times$10 ⁻⁷%).

78.

O excesso de H ₃ O ⁺ é removido principalmente pela reação: ${\text{H}}_3{\text{O}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}_2{\text{PO}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{H}}_3{\text{PO}}_4(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}_2\text{O}(l)$
O excesso de base é removido pela reação: ${\text{OH}}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}_3{\text{PO}}_4(\mathrm{uma}q)⟶{\text{H}}_2{\text{PO}}_4{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)+{\text{H}}_2\text{O}(l)$

80.

[H ₃ O ⁺] = 1,5$\times$10 ⁻⁴ M

82.

[OH ⁻] = 4,2$\times$10 ⁻⁴ M

84.

(a) O HCl adicionado aumentará ligeiramente a concentração de H ₃ O ⁺, o que reagirá com${\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{−}}$e produza CH ₃ CO ₂ H no processo. Assim,$[{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{−}}]$diminui e [CH ₃ CO ₂ H] aumenta. (b) O KCH ₃ CO ₂ adicionado aumentará a concentração de$[{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{−}}]$que reagirá com H ₃ O ⁺ e produzirá CH ₃ CO ₂ H no processo. Assim, [H ₃ O ⁺] diminui ligeiramente e [CH ₃ CO ₂ H] aumenta. (c) O NaCl adicionado não terá efeito na concentração dos íons. (d) O KOH adicionado produzirá íons OH ⁻, que reagirão com o H ₃ O ⁺, reduzindo assim [H ₃ O ⁺]. Alguns CH ₃ CO ₂ H adicionais se dissociarão, produzindo$[{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{−}}]$íons no processo. Assim, [CH ₃ CO ₂ H] diminui ligeiramente e$[{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{−}}]$aumenta. (e) O CH ₃ CO ₂ H adicionado aumentará sua concentração, fazendo com que mais dele se dissocie e produzindo mais$[{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{−}}]$e H ₃ O ⁺ no processo. Assim, [H ₃ O ⁺] aumenta ligeiramente e$[{\text{CH}}_3{\text{CO}}_2{}^{\text{−}}]$aumenta.

86.

pH = 8,95

88.

37 g (0,27 mol)

90.

(a) pH = 5,222; (b) A solução é ácida. (c) pH = 5,220

92.

No ponto de equivalência na titulação de uma base fraca com um ácido forte, a solução resultante é levemente ácida devido à presença do ácido conjugado. Portanto, escolha um indicador que mude de cor na faixa ácida e coloque o pH entre parênteses no ponto de equivalência. A laranja metílica é um bom exemplo.

94.

(a) pH = 2,50; (b) pH = 4,01; (c) pH = 5,60; (d) pH = 8,35; (e) pH = 11,08