prova de analise qualitativa

Prévia do material em texto

Universidade Católica de Brasília
Prof.ª: Silvia Kele
Aluno(a): Ananias Torres Neto Matricula: UC17202685
 
Prova de Análise qualitativa:
Relação de exercícios (12-1; 12-2; 12-3; 12-11; 12-14)
Exercício 12-1:
12-1. Explique a diferença entre: *(a) um precipitado coloidal e um cristalino. (b) um método de precipitação gravimétrico e um método de volatilização gravimétrico. *(c) precipitação e co-precipitação. (d) peptização e coagulação de um colóide. *(e) oclusão e formação de cristal misto. (f) nucleação e crescimento de partícula.
a) Explique a diferença entre um precipitado coloidal e um cristalino. Um precipitado coloidal. É uma partícula solida com dimensões que são menores do que 10-4 cm. Já compostos cristalinos são partículas solidas com dimensões de 10-4 ou mais devido a isso assentam mais rápido que os precipitados coloidais que ficam suspensos em solução até serem induzidos a se aglomerar. 
b) Um método de precipitação gravimétrico e um método de volatilização gravimétrico.
· precipitação gravimétrico
o analito será separado de uma solução da amostra como precipitado sendo esse convertido a uma espécie de composição conhecida que pode ser pesado. 
· Gravimetria volatilização
O analito será isolado das outras constituintes da amostra pela conversão a um gás de composição química conhecida o peso do gás serve então como uma medida de concentração do analito. 
c) precipitação e co-precipitação 
· a precipitação é um processo no qual uma fase sólida se forma e é removida da solução quando o produto de solubilidade de uma determinada espécie química.
· Já o co-precipitação e um processo no qual as substâncias (componente) normalmente são solúveis são removidos da solução durante a formação de um precipitado.
d) peptização e coagulação de um colóide
· peptização é um processo no qual um colóide coagulado retorna ao seu estado disperso
· um colóide coagulada é uma espécie que continua tendo uma grande área superficial exposta a partir da solução da qual foi formada. 
e) oclusão e formação de cristal misto 
· oclusão é um tipo de co-precipitação no qual um composto é aprisionado durante o crescimento rápido de um cristal. 
· Cristal misto é um tipo de co-precipitação na qual um íon contaminante substitui um íon no retículo de um cristal.
f) nucleação e crescimento de partícula 
· nucleação é um processo que envolver um número mínimo de átomos, íons ou moléculas que se juntam para formar um sólido estável. 
· Crescimento de partícula 
Exercício 12-2
. Defina:
 (a) digestão. (b) adsorção. (c) reprecipitação. (d) precipitação a partir de uma solução homogênea. (e) camada do contra-íon. (f) solução-mãe. (g) supersaturação.
a) digestão: é um processo no qual um precipitado é aquecido por uma hora ou mais na solução em que foi formado, ou seja, solução mãe. 
 b) adsorção: é o processo ao qual uma substância sendo ela gás, líquido, sólido) fica presa à superfície de um sólido. 
c) reprecipitação: método utilizado para melhora a pureza de um precipitado e que envolve a formação e filtração de um sólido seguidas pela sua dissolução e nova formação de precipitado 
d) precipitação a partir de uma solução homogênea: é um processo no qual um precipitado é formado pela geração lenta de um reagente precipitante de forma homogênea em toda a solução. 
e) camada do contra-íon: é a região da solução ao redor de uma partícula coloidal onde existe uma quantidade de íons suficiente para balancear as cargas existentes na superfície de partículas. 
f) solução-mãe: a solução mãe é aquela a partir da qual um precipitado foi formado. 
Exercício 
12-3. Quais as características estruturais de um agente quelante?
O agente quelante ideal deve apresentar: elevada afinidade e baixa toxicidade, elevada solubilidade em água, resistência a biotransformação, capacidade de competir com quelantes naturais, capacidade para formar complexos menos tóxicos com o metal em comparação com a forma livre do metal.
Exercício 
12-11. O alumínio presente em uma amostra com 0,910 g de sulfato de alumínio e amônio impuro foi precipitado com amônia aquosa como Al2O3 xH2O. O precipitado foi filtrado e calcinado a 1.000 °C para formar o Al2O3 anidro, que pesou 0,2001 g. Expresse o resultado dessa análise em termos de (a) % NH4Al(SO4)2. (b) % Al2O3. (c) % Al.
1º passo: da amostra NH4Al(SO4)2 empírica utilizando o método gravimétrico o sulfeto de alumínio e amônia foi precipitado na forma de oxido de alumínio hidratado.
Formula da equação:
Al3O●xH2O → Al2O3 + H2O 
Assim o Al2O3 foi pesado em 0,2001g e para calcula a % de Al2O3 pega-se a massa de Al2O3 já pesada. Assim temos quer:
% Al2O3 = massa do produto/ massa da amostra x100%
% Al2O3 = 0,2001g/0,910g x 100% = 21,99% de Al2O3
2º passo: agora já que se sabe o valor de massa Al2O3 pode-se calcula % Al pois para cada molécula de Al2O3 tem-se 2 átomos de alumínio (Al). Então nAl=2n Al2O3 sabe-se que nº de mol é dado pela massa da substância pela massa molar dela podendo assim isola a sua massa! Portanto;
mAl= m Al2O3 x 2xMM de Al / MM de Al2O3 
─ fazendo-se a substituição pelos valores temos que:
MMAl= 26,982g/mol e MMAl2O3101,96g/mol
Aplicando na formula na formula temos:
m Al= 0,2001g x 2 x26,982g/mol /101,961g/mol = 0,10591g de Al
aplicando o valor na formula obtemos %Al 
%Al = 0,10591g/0,910g x100% = 11,64%
3º passo: para determina % NH4Al(SO4)2, assim para cada mol de NH4Al(SO4 tem se um átomo de Al então reescrevemos a formula anterior assim temos:
Massa NH4Al(SO4 = m Al x MM de NH4Al(SO4 / MM de Al 
Onde a massa de NH4Al(SO4) = 237,133g/mol então ;
Massa NH4Al(SO4 = 0,1059g x 237,133g/mol/26,982g/mol = 0,93071g NH4Al(SO4) 
Agora calculando a porcentagem temos;
% Massa NH4Al(SO4)= 0,93071g/ 0,910g x 100% = 102,3% 
Exercício 12-14. Que massa de AgI pode ser produzida a partir de uma amostra com 0,512 g que foi dosada em 20,1% de AlI3?
Relação de exercícios (12-16; 12-18; 12-20; 12-23;)
Exercício 12-16. Uma amostra de 0,8102 g de Al2(CO3)3 impuros foi decomposta com HCl; o CO2 liberado foi coletado em óxido de cálcio e pesou 0,0515 g. Calcule a porcentagem de alumínio presente na amostra.
Para obter a %Al na amostra podemos utilizar como base CO2 coletado. Então 
Al2 a partir CO2 = 0,0515g CO2 x 1mol CO2 / 44,01g CO2 x 2 Al / mol CO2 =
=0,0515 x 1 x 2Al / 44,01 = 0,002340377 ou 2,34034x10-3 e para obter a % Al temos quer:
 2,34034x10-3 x 26,983 x gAl / mol Al = 0,06315g
Aplicando na formula temos:
0,06315g / 0,8102g amostra x 100% = 7,8% Al
Exercício 12-18. Uma amostra de 0,2121 g de um composto orgânico foi queimada em um fluxo de oxigênio e o CO2 produzido foi coletado em uma solução de hidróxido de bário. Calcule a porcentagem de carbono na amostra se 0,6006 g de BaCO3 foi formado.
1º vamos escrever a reação entre:
BaO + CO2 BaCO3
1.1 Agora para determinar a massa de CO2 em BaCO3 (0,6006g) pode-se utilizar regra de três. 
197,338 BaCO3 ─ 44g CO2 
 0,6006g ─ x 
Então x 197,338 BaCO3 = 44g CO2 x 0,6006g
x 197,338 = 26,4264
x= 26,4264 / 197,338
x= 0,1339144 ou 0,134g CO2
agora que já temos a massa de CO2 podemos mensura o carbono 
44g CO2 ─ 12 g C 
0,134g ─ x 
x 44g CO2 = 12 g x 0, 134g 
x = 0,03655g 
para calcula % C a partir 0,2121g
 0,03655g / 0,2121g x100% =17,23%
Exercício 12-20. O mercúrio presente em uma amostra de 0,8142 g foi precipitado com um excesso de ácido paraperiódico, H5IO6:
 5Hg2 + 2H5IO6 → Hg5(IO6)2 + 10H+ O precipitado foi filtrado, lavado até ficar livre do agente precipitante, seco e pesado, e foi recuperado 0,4114 g. Calcule a porcentagem de Hg2Cl2 na amostra.
1º passo escrevemos a reação : 
5Hg2 + 2H5IO6 → Hg5(IO6)2 + 10H+
2º passo podemos utilizar a porcentagem de Hg2Cl2 da amostra para usa os íons Hg+ para determina, pois;
5xHg2+ → 1448g de Hg5(IO6)2
X g de Hg2+ → 0,4114g de Hg5(IO6)2
Seguindo dessa formula pode-se obter a massa de íons Hg2+ na amostra. 
x1448g de Hg5(IO6)2 = 5x 200,59 de Hg2+ x 0,4114g de Hg5(IO6)2 amostra 
x = 412,614 Hg5(IO6)2 / 1448g Hg5(IO6)2 = 0,28495 de Hg2+ 
com a massa de íon Hg2+ pode se determinaa massa de Hg2Cl2 
472 Hg2Cl2 ── 2x MM de Hg2+
Xg de Hg2Cl2 ── 0,28495 de Hg2+ 
Então temos quer:
472 Hg2Cl2 ── 2x 200,59 de Hg2+
Xg de Hg2Cl2 ── 0,28495 de Hg2+ 
Fazendo regra de três temos que:
 Xg de Hg2Cl2 x 2x 200,59 de Hg2+ = 472 Hg2Cl2 x 0,28495 de Hg2+
X = 134,5 Hg2Cl2 + Hg2+ / 401,18 de Hg2+ 
X = 0,3353 de Hg2Cl2
Como a massa de Hg2Cl2 determinada pode se tira a % Hg2Cl2 presente na amostra. 
 0,3353g / 0,8142g x 100% = 41,18 % 
Exercício 12-23. 12-23. Uma porção de 0,6447 g de dióxido de manganês foi adicionada a uma solução na qual 1,1402 g de uma amostra contendo cloreto foi dissolvida. A evolução de cloro ocorreu como conseqüência da seguinte reação:
MnO2(s) 2Cl- + 4H+ → Mn+2 + Cl2(g) 2H2O
Após a reação ter se completado, o excesso de MnO2 foi coletado por filtração, lavado e pesado, e 0,3521 g foi recuperado. Expresse os resultados em termos da porcentagem de cloreto de alumínio.
1º passo vamos obter a massa de MnO2 que reagiu com 2Cl- para isso subtraímos o valor do MnO2 inicial menos o valor final.
MnO2 (0,6447g)i - MnO2 (0,3521g)f = 0,2926g MnO2 
E sabe-se que 1 mol MnO2 é igual a 2mol Cl- portanto 87g MnO2 = 2 x 35,5 Cl = 71g Cl- 
Então 0,2926g = x 
X= 0,2926g Cl- 
E portanto para cada mol AlCl3 = 3 mol Cl- , assim a massa molar AlCl3 = 132g 
Então 132g AlCl3 = 3mol Cl- x 35,5g Cl- = 106,6g Cl- onde y=0,2926g então y= 0,2926g AlCl3 e como a massa original 1,1402g corresponde ao total 100% 1,1402 amostra 100% 0,2926g = z e z =25,96% AlCl3
Exercício 12-28. 12-28. Uma amostra de 0,6407 g contendo os íons cloreto e iodeto gerou um precipitado de haleto de prata que pesou 0,4430 g. Esse precipitado foi então fortemente aquecido em um fluxo de gás Cl2 para converter o AgI a AgCl; após completada essa etapa, o precipitado pesou 0,3181 g. Calcule a porcentagem de cloreto e iodeto na amostra.
1º passo: para determina a porcentagem de cloreto e iodeto utiliza-se o valor da massa Ag que reagiu com os íons de cloro. 
Então o valor de Ag estar presente tanto no inicio quanto no final da reação portanto:
0,4430g – 0,3181g = 0,1249g essa será o valor de Ag que ira reagir com os íons de cloro e iodeto 
2º passo: para determinar % de cloro (Cl-)da amostra que reagiu com a prata (Ag) temos quer: 
%Cl- para AgCl = g AgCl x 1 mol AgCl / 143,32g AgCl x 1mol AgCl / mol AgCl = 0,00698 mol AgCl esse valor de AgCl será o valor da massa de prata (Ag) que reagiu com os íons de cloro (Cl-).
0,00698 x 34,45 Cl- x g Cl- / mol AgCl = 0,25 g Cl-
Esse valor de 0,25g ira reagir com 0,1249g AgCl
0,25 x 0,1249g = 0,03123g AgCl
Então a porcentagem de % Cl- é:
0,03123g / 0,6407g amostra x 100% = 4,9% 
3º passo: para determina % Iodeto na amostra que reagiu com a prata temos quer:
% Iodeto para AgCl = g AgI x 1 mol AgI/ 234,77g AgI x 1 mol AgI / mol AgI = 0,004259488mol AgI
Obs.: para evitar erros não faça o arredondamento nesse momento apenas ao final do cálculo. 
Esse valor encontrado para massa molar de AgI presente na amostra e para obter a massa de iodeto na amostra temos quer:
0,004259488mol AgI x 126,90 mm Iodeto (I) x g iodeto(I) /mol AgI = 0,540529027g de iodeto. 
Agora com a massa de iodeto pode-se aferir a massa para AgI presente na amostra. 
0,540529027g de iodeto x 0,1249g de Ag = 0,067512075 AgI 
Com a massa de AgI pode se estipula a % de iodeto na amostra.
0,067512075 AgI / 0,6407 g amostra x 100% = 10,53723669 ou 10,54% Iodeto. 
Exercício 12-30. 12-30. Quantos gramas de CO2 são liberados de uma amostra de 1,500 g que tem 38,0% de MgCO3 e 42,0% de K2CO3 em massa?
1º passo: determina as massas molares dos 3 compostos 
MM (MgCO3) = 84,313 g/mol 
MM (K2CO3)= 138,204 g/mol 
MM (CO2) = 44,009 g/mol 
1,1 Agora calcula-se a massa que corresponde aos compostos referentes a massa inicial dada. 
38% de 1,500g = 0,38 x 1,500g = 0,57g MgCO3
42% de 1,500g = 0,42 x 1,500g = 0,63g K2CO3
1.2 agora vamos calcula a massa do CO2 liberada:
Se 1 MgCO3 ─ MgO + CO2 então 84,313 MgCO3 ── 44,009 CO2 
 0,57g ──── X 
Fazendo essa regra de três então (X) corresponde a 0,297523869g CO2 
Se 138,204 K2CO3 ── 44,009 CO2 
 0,63g ──── X
Fazendo essa regra de três então (X) corresponde a 0,200614092 CO2
Assim a massa de CO2 que foi liberada é : 
0,297523869g CO2 + 0,200614092 CO2 = 0,49813796 ou 0,5g CO2
Exercício 12-32. Uma porção de 50,0 mL de uma solução contendo 0,200 g de BaCl2 x 2H2O é misturada com 50,0 mL de uma solução com 0,300 g de NaIO3. Considere que a solubilidade do Ba(IO3)2 em água seja desprezível e calcule: 
(a) a massa do precipitado de Ba(IO3)2. 
(b) a massa de composto que não reagiu e que permanece em solução. 
1º passo: vamos escreve a reação 
 BaCl2 x 2H2O(aq) + 2 NaIO3 (aq) → Ba(IO3)2(s)+ 2NaCl + 2H2O
Na reação 1mol de BaCl2 reage com 2mol de NaIO3 formando 1mol de Ba(IO3)2, assim pode-se estimar a massa após calcular a massa molar de cada um.
MM (BaCl2) = 137,33 + 35,45 x 2 = 208,23 g/mol 
MM (NaIO3) = 22,990 +126,90 + (15,999 x 3) = 197,887 g/mol 
MM (Ba(IO3)2) =137,33 + (126,90 + (15,999 x 3 ))x 2 = 487,124g/mol 
Agora vamos estabelecer a massa de acordo com as proporções estequiométricas: 
208,23 --- 396g (198x 2) ---487,124g
 0,200g ---0,300g--- y
Porém antes de começar o calculo da massa de precipitação devemos determinar qual será o agente limitante e para isso deve-se;
208,23g --- 396g então;
0,2g --- x x200,23g = 396 x 0,2 
 X= 79,2 / 208,23 = 0,38g 
X=0,38g de NaIO3 seriam necessário para reagir com 0,2g de BaCl2 portanto BaCl2 esta em excesso e consequentemente o reagente limitante é o NaIO3 sendo esse utilizado no calculo de massa de precipitado.
394g---487g Então: y 396g = 487,124g x 0,300g
0,300g –y y = 143,44g / 396g
		Y = 0,36g
Sendo y = 0,36g, é a massa de precipitado de Ba(IO3)2(s) já que o solubilidade foi desprezada. 
b) a massa que não reagiu é a massa de BaCl2 que não havia NaIO3 suficiente para reagir, como calculado anteriormente portanto.
208,23g ----396g 
W ---0,3g 
Então : w396g = 208,23g x 0,3g 
 W= 62,47g / 396g
 W = 0,158g 
Assim 0,158g de BaCl2 foram utilizados apenas na reação por isso a massa em excesso é de 0,200g -0,158g = 0,042g que não foram usadas do BaCl2.
Relação de exercício (13-2; 13-3; 13-11; 13-12)
Exercício 13-2. Definir. *(a) milimol. (b) titulação. *(c) razão estequiométrica. (d) erro de titulação.
a) O milimol é a milésima parte de um mol unidade essa que mede a quantidade de substância, um dos setes quantidades físicas fundamentais no sistema internacional de unidade. 
b) A titulação refere-se a um processo no qual o reagente padrão é adicionado à solução de um analito até que a ração entre os dois seja julgada completa. 
c) razão estequiométrica é o cálculo que permite relacionar quantidades de reagentes e produtos, que participam de uma reação química com auxilio das equações químicas referentes. 
d) erro de titulação é a diferença entre o volume do titulante utilizado para atingir o ponto final em uma titulação e o volume teórico necessário para obter o ponto de equivalência. 
Exercício 13-11. Uma amostra com 0,4512 g de Na2CO3 com grau padrão primário requereu 36,44 mL de uma solução de H2SO4 para alcançar o ponto final na reação: 
(CO3)2- + 2H+ →H2O + CO2(g) 
Qual é a concentração molar do H2SO4?
Reação da equação completa: (CO3)2- - + 2H+ →H2O + CO2(g) 
O ponto final da reação é quando todo o carbono reagir, assim para resolver a questão temos quer calcular quantos mols há em 0,4512g de Na2CO3;
n=m/MM
m(Na2CO3)= 0,4512g
mm(Na2CO3) = 2x 22,990 + 15,999 x 3 + 12 = 105,977g/mol
n(Na2CO3)= 0,4512/105,977 = 0,004257527 ou 0,00426
o carbono em meio aquoso se dissocia da seguinte forma:
Na2CO3 → 2Na+ + (CO3)2-, Assim cada mol de Na2CO3 gera 1mol de (CO3)2- Então temos 0,00426mols de íon carbonato. 
Pela reação cada íon carbonato da reage com 2 íons de hidrogênio dando um total x de hidrogênio que reagiu. Essa quantidade de carbonato foi:
n(H+) = 2x 0,00426 = 0,00852 mol 
o ácidosulfúrico se ioniza da seguinte forma:
 H2SO4 → 2H+ = (SO4)-2 então o mol de H2SO4 ionizado gera-se 2 de H+, sendo a quantidade de H2SO4 será a metade do de H+. n(H2SO4) = 0,00852 / 2 = 0,00426mol. 
E esta quantidade esta contida no volume de 36,44mL.
C=n/V
n(H2SO4) = 0,00426mol
V = 36,44 mL = 0,03644
Então calculando a concentração de H2SO4:
C= 0,00426/0,03644 = 0,1169mol/ L. 
Exercício 13-12. Uma amostra com 0,4000 g de Na2SO4 de pureza igual a 96,4% requereu 41,25 mL de uma solução de cloreto de bário
Ba2+ + (SO4)-2 BaSO4(s)
Calcular a concentração analítica molar do BaCl2 na solução:
1º passo: fazer o balanceamento da reação:
 1 Na2SO4(aq) + BaCl2(aq) 2 NaCl(aq) + BaSO4 (s) 
Assim utilizando as informações do enunciado temos quer: 
0,4000 x 0,964 iremos obter a massa referente ao sulfeto de sódio na amostra que dividindo pela a massa mola do sulfeto de sódio. Temos a seguinte equação:
n(NaCl)= 0,4000 x 0,964x 1mol NaCl / 142,02 NaCl = 0,0027mol de Na2SO4
agora considerando a reação com a estequiometria de 1:1 (Na2SO4 + BaCl2 = 2 NaCl + BaSO4 (s)) sabe se que a quantidade de mols de sulfeto de sódio é igual a concentração de cloreto de bário, ou seja, em 41,25mL da solução encontramos 0,0027 mol de BaCl2 assim a concentração mola é dada por 0,0027mol / 0,04125 L = 0,065.
Exercício 13-18. . O arsênio em 1,010 g de amostra de pesticida foi convertido a H3AsO4 por tratamento adequado. O ácido foi então neutralizado, e exatamente 40,00 mL de AgNO3 0,06222 mol L–1 foram adicionados para precipitar quantitativamente o arsênio como Ag3AsO4. O excesso de Ag+ no filtrado e nas lavagens do precipitado foi titulado com 10,76 mL de KSCN 0,1000 mol L–1; a reação foi 
Ag+ + SCN- → AgSCN(s)
Calcular a porcentagem de As2O3 na amostra. 
1º passo: escrever a reação:
H3AsO4 + 3Ag+ = 3H+ + Ag3AsO4(s) 
mmol em excesso Ag+ e igual ao mmol KSCN 
mmol em excesso de Ag+:
0,100(mmol)KSCN /mL x 1 (mmol) Ag+ / 1 mmol KSCN x 10,76 mL = 1,0760 (mmol) Ag+
mmol AgNO3 adicionada:
0,06222(mmol) AgNO3 / mL x 40,00 mL= 2,4888(mmol) AgNO3 
mmol Ag+ que reagiu:
mmol AgNO3 – mmol Ag+ = (2,4888 – 1,0760) = 1,4128 mmol Ag+
por fim a porcentagem de As2O3 na amostra é;
1,4128 x (1 mmol AgNO3 / 3mmol Ag+) x 1 mmol As2O3 / 2 mmol Ag3ASO4 x 197,84g As2O3 / 1000 mmol / amostra x 100 = 4,61 % de As2O3
Exercício 13-23. Uma amostra de 20 tabletes de sacarina foi tratada com 20,00 mL de AgNO3 0,08181 mol L–1. A reação é
Após a remoção do sólido, a titulação do filtrado e do lavado requereu 2,81 mL de KSCN 0,04124 mol L–1. Calcular o número médio de miligramas de sacarina (205,17g/mol) em cada tablete.
1º passo: escrevemos a reação:
NaC6H6CONSO2(aq) + Ag+(aq) → AgC6H6CONSO2(s) + Na+(aq)
O numero de mmol de sacarina = nº de mmol de Ag+(adc) – nº de mmol de Ag+(exc)
 = 20 ml x 0,08181mol/L – 0,1159
 = 1,6362 – 0,1159
Nº de mmol de sacarina = 1,503 mmol de sacarina 
Nº de mmol de Ag+(exc) = nº de mmol de KSCN
 = 2,81 x 0,04124mol/ L
 = 0,1159 mmol de Ag+(exc)
1,503 /20 = 0,0760 mmols / tablete 
1,0mmol sacarina – 207 / 1000 
0,0760 ----y 
Y= 0,0157g
15,7mg.
Exercício 13-24. 
(a) Uma amostra com 0,1752 g de AgNO3, padrão primário, foi dissolvida em 502,3 g de água destilada. Calcular a concentração molar em massa de Ag+ nessa solução.
Para resolver a questão utiliza-se a seguinte equação:
C = m/ V
Primeiro a densidade da água é de 1 g/ml, assim podendo afirma que a massa de água de 502,3g estará contida em um volume de 502,3 ml = 0,5023 L. agora aplicando na formula temos quer:
C = 0,1752g / 0,5023 L 
C ≈ 0,35 g/L 
b) A solução padrão descrita na parte (a) foi usada para titular 25,171 g de amostra de uma solução de KSCN. O ponto final foi obtido após a adição de 23,765 g de solução de AgNO3. Calcular a concentração molar em massa da solução de KSCN.
Exercício 13-25. Uma solução foi preparada dissolvendo-se 10,12 g de 
KCl x MgCl2 x 6H2O (277,85 g/mol) em água suficiente para 2,000 L. Calcular: (a) a concentração molar analítica de KCl x MgCl2 nessa solução.
 (b) a concentração molar de Mg2+. 
(c) a concentração molar de Cl-.
 (d) a porcentagem massa/volume de KCl x MgCl2 x 6H2O. 
(e) o número de milimols de Cl- em 25,0 mL dessa solução. (f) ppm de K+
Exercício 13-26
Exercício 13-27
Exercício 13-28
Exercício 16-8
Exercício 16-10
Exercício 16-12
Exercício 16-14
2