Lista resolvida volumetria

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1. Uma amostra de 50 mL de uma solução contendo Fe (II) é oxidado a Fe (III) com água de bromo e em seguida 
precipitado com excesso de NH4OH. O precipitado obtido depois de lavado, secado e calcinado pesou 0,640 
g. Calcular a quantidade de ferro (g/L) na solução. 
Concentração = 6,7 g/L 
 
A reação que ocorre no processo de oxidação do Ferro, descrita no enunciado é a seguinte: 
 
Fe+3 + 3 NH4OH → Fe(OH)3(ppt) + NH4+ 
 
Massa do precipitado = 0,640 g 
 
MM Fe(OH)3 = Fe = 56, OH = 17 . 3 = 51 = 56 + 51 = 107 g/mol 
 
De acordo com a estequiometria da reação, podemos montar a seguinte relação: 
 
em 107 g de Fe(OH)3 ----------------- 56 g de Fe 
 
em 0,640 g de Fe(OH)3 --------------- x 
 
107x = 56 . 0,640 
 
107x = 35,84 
 
x = 35,84/107 
 
x = 0,335 g de Ferro II em 50 mL 
 
Agora calculando a quantidade de Ferro II em g/L: 
 
Concentração = m/V 
 
Concentração = 0,335 g/0,05 L 
 
Concentração = 6,7 g/L 
 
 
2. Qual o volume de solução de BaCl2 0,20 mol/L é necessário para precipitar o sulfato presente em 0,5 g de 
Na2SO4? Qual a massa obtida de BaSO4? 
 
A equação será a seguinte : BaCl2 + NaSO4 ----> 2NaCl + BaSO4 
 
então temos que a proporção é de 1 mol de BaCl2 para 1 mol de Na2SO4 
mas 1 mol de Na2SO4 = (2x23+32+4x16)g = 142g 
fazendo regra de três: 
1 mol ---- 142 g 
x mol ---- 0,5 g 
 
x = 0,5/142 mol 
 
Como a solução é 0,2 mol/L, o volume necessário para que tenhamos 0,5/142 mol será : 
 
V = x/M = (0,5/142) / 0,2 = 0,0176 L = 17,6 mL 
 
3. Uma amostra de pirita (FeS2) foi oxidado com bromo e ácido nítrico. O sulfato obtido foi precipitado e 
pesado na forma de BaSO4. Se 0,331 g de pirita geraram 0,831 g de BaSO4, qual a percentagem de S e de 
FeS2 na amostra? 
 
137 g Ba/mol + 32 g S/mol + 4 x 16 g O/mol = 233 g BaSO4/mol 
 
(0,831 g BaSO4) / (233 g BaSO4/mol) x (1 mol S / 1 mol BaSO4) x (32 g S/mol) / (0,331 g) = 0,3448 
= 34,5% S 
 
56 g Fe/mol + 2 x 32 g S/mol = 120 g FeS2/mol 
 
(0,831 g BaSO4) / (233 g BaSO4/mol) x (1 mol S / 1 mol BaSO4) x (1 mol FeS2 / 2 mol S) x (120 g 
FeS2/mol) / (0,331 g) = 0,646499 = 64,6% FeS2 
 
4. Uma amostra de calcita (CaCO3) impura que pesa 1,0168 g foi dissolvida e precipitada na forma de oxalato 
de cálcio obtendo-se 1,2504 g de precipitado. Calcular o teor de carbonato de cálcio na amostra de minério 
analisada. 
 
Massas molares: 
 
CaCO₃ = 100 g/mol 
 
CaC₂O₄ = 128 g/mol 
 
100 g CaCO₃ -----------> 128 g CaC₂O₄ 
x g CaCO₃ ---------------> 1,2504 g CaC₂O₄ 
 
x = 1,2504 . 100 / 128 
 
x = 125,04 / 128 
 
x = 0,976875 g CaCO₃ 
 
Por fim : 
 
1,0168 g ( amostra ) CaCO₃ -------------> 100% 
0,976875 g CaCO₃ -------------------------> y% 
 
y = 0,976875 . 100 / 1,0168 
 
y = 97,6875 / 1,0168 
 
y = 96,07% de CaCO₃