Exercícios de Aula

Prévia do material em texto

FURG 
 
EQA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA I 
 
 
 
Exercícios de Aulas 
 
 
 
 
 
 
 
 
Márcio Raimundo Milani 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Química Analítica I 
2 
 
1.1 Eletrólitos 
1.2 Grau de Dissociação (α) 
1.3 Atividade Química (a) 
Exemplo: Calcular a força iônica de uma solução 0,1mol L
-1
 HCl 0,2mol L
-1
 CaCl2. 
 
Exercício Calcular a concentração molar e a atividade de cada íon numa solução obtida 
pela mistura de 25mL de MnCl2 0,12mol L
-1
 e 35mL de KCl 0,06mol L
-1
 CaCl2. 
1.4 Constante de Equilíbrio Termodinâmica e Condicional (ou 
formal) 
Exemplo p68 Alexeev: Calcular a atividade dos íons hidrogênio numa solução que contém, 
por litro, 0,1mol de HOAc e 0,05mol NaOAc. (Ka=1,86 10
-5
). 
 
Exercício 7 p 88 Alexeev: Qual é a concentração dos íons OH
-
 numa solução 0,05N de 
NH4OH (K=1,8 10
-5
) que contém 0,1mol L
-1
 de NH4Cl? A presença de NH4Cl, quantas vezes fará 
diminuir essa concentração? 
 
Exercício 10 p 88 Alexeev: Determinar a atividade dos íons OH
-
 numa solução 0,05mol L
-1
 
de NH4OH (K=1,8 10
-5
) que também contém 0,1mol L
-1
 de NH4Cl e compará-la com a atividade dos 
mesmos íons na ausência do sal de amônio. 
 
Exemplo p50 L2 Fatibello 
Calcular a concentração molar de H
+
 em uma solução de ácido acético cuja concentração total é 
10
-2
mol L
-1
. Considerar K=1,8 10
-5
. 
 
Calcular a concentração molar de H
+
 em uma solução de formada pela adição de 0,01mol de ácido 
acético e 0,1mol de KCl,e cujo volume foi ajustado a um litro com água destilada. 
 Considerar K=1,8 10
-5
. 
2 Equilíbrio Ácido-Base 
2.1 Dissociação de espécies fracas 
Exemplo 5.2 Nikolelis: A solução D do ácido fraco HX é obtida pela mistura das soluções A 
e B do mesmo ácido na proporção de 1:1. O grau de dissociação do ácido nas soluções A e B é 
0,0134 e 0,00424, respectivamente. Calcular o grau de dissociação do ácido na solução D. 
 
Example 6.7 p102 HARVEY 
Calcular o pH e a composição de uma solução resultante da mistura de 0,09mol de HF e 
0,04mol NH3. Ka=6,8 10
-4
. Kb=1,75 10
-5
. 
 
 
2.2 Constante de dissociação e força iônica 
Exemplo: Escrever as equações que relacionam as constantes Ka, Ka
*
 e a força iônica para: 
a) HOAc 
b) HPO4
2- 
c) NH4
+ 
 Química Analítica I 
3 
 
2.3 Dissociação de ácidos polipróticos 
Calcular a concentração de todas as espécies de soluto em uma solução de H2SO3 
 
Ex3-5 p39 Laitinen Harris 
Calcular a [H
+
] de uma solução 0,01mol L
-1
 de um ácido H2A, sabendo que K1=10
-6
 e K2=10
-7
 
Condições para simplificação: 0,01 / 10
-6
 = 10
4
  desconsidera a K2 
 
2.4 Hidrólise 
Exemplo 8 p54 Vogel 
Calcular Kh, x e pH de uma solução de NaOAc 0,1mol L
-1
 sendo que a constante de 
dissociação do ácido acético é 1,75 10
-5
. 
 
Exemplo 9 p54 Vogel 
Calcular Kh, x e pH de uma solução de Na2S 0,1mol L
-1
 sendo que as constantes de 
dissociação do ácido sulfídrico iguais a 9,1 10
-8
 e 1,2 10
-15
. 
 
S
2-
 + H2O ↔ HS
-
 Kh1 = Kw / K2 = 8,33 
HS
-
 + H2O ↔ H2S Kh2 = Kw / K1 = 1,1 10
-7
 
 
Um pesquisador quer determinar o grau de hidrólise de um sal genérico AM formado a partir da 
reação de uma base fraca e um ácido forte. Para tanto, ele: 
a adiciona 2,57g do sal, cuja massa molar é 53,5g mol
-1
, a 1kg de água; 
b determina o ponto de congelamento da solução anterior como sendo -0,20
o
C. 
Calcular o grau de hidrólise de AM. 
Não esquecer que, segundo Alexeev, cada mol de “partículas” presentes em 1kg de água causa o 
abaixamento de 1,86
o
C na temperatura de congelamento do solvente. 
 
Avaliação da composição de mistura de sais derivados de ácidos polipróticos pelo método 
da conservação de massa 
Exemplo: considerar que INICIALMENTE existam 0,5mol L
-1
 de H3X misturados com 
0,3mol L
-1
 de HX
2-
 e seja necessário calcular o pH dessa solução. É preciso selecionar qual 
equilíbrio deve ser considerado: 
H3X ↔ H
+
 + H2X
-
 K1 
H2X
-
 ↔ H
+
 + HX
2-
 K2 
HX
2-
 ↔ H
+
 + X
3-
 K3 
 
Exemplo 5.25 p101 Nikolelis 
Soluções correspondendo a 0,6mol de ácido clorídrico; 0,05mol de ácido fosfórico; 0,08mol 
de fosfato monobásico de sódio; 0,35mol de fosfato tribásico de sódio e 0,11mol de hidróxido de 
sódio são misturadas em um balão. Calcular o pH da solução resultante, assumindo que V seja o 
volume final da mistura. 
 
2.5 Solução-tampão 
Exemplo 1 p79 Alexeev 
Calcular o pH de uma solução preparada com iguais volumes de HOAc 0,1mol L
-1
 e NaOAc 
0,2mol L
-1
, Ka=1,75 10
-5
. 
 
Exemplo 5.11 p89 Nikolelis 
Uma alíquota de 250mL de solução tampão 1mol L
-1
 NH3, 1,8mol L
-1
 NH4Cl contém 0,75g de 
ácido genérico H2A, cuja massa molar é 150g mol
-1
. Para essa solução sabe-se que: 
 Química Analítica I 
4 
 
αo = 0,15 [H2A] = 3 [A
2-
] Kb = 1,8 10
-5
 
Calcular: 
a) pH da solução 
b) as constantes de dissociação de H2A 
c) a concentração das espécies H2A, HA
-
; A
2-
 
Assumir que o pH do tampão não é afetado pela presença da pequena quantidade de H2A 
 
Ex 5.24 p101 Nikolelis 
Quantos mL de H3PO4 0,1mol L
-1
 e NaOH 0,1mol L
-1
 são necessários para preparar um litro 
de solução pH=6,9 
 
Exercício 8.8 p185 Hage 
1) Calcular a capacidade tamponante, quando HNO3 é adicionado a um tampão carbonato 
de 1L com concentração originais de 0,1mol L
-1
 para HCO3
-
 e para sua base conjugada, CO3
2-
. 
2) Quantos mol de HNO3 seriam necessários para diminuir em 1unidade o pH de uma 
parcela de 0,2L desse tampão a 25
o
C? 
Ka2 = 4,69 10
-11
. 
3 Equilíbrio de Complexação 
Problema 10 p267 Alexeev 
Calcular as concentrações molares dos íons prata nas soluções 0,1mol L
-1
 dos seguintes 
complexos: 
a. [Ag(NH3)2]NO3 Kinst = 6,8 10
-8
 
b. Na[AgS2O3] Kinst = 10
-13
 
c. K[Ag(CN)2] Kinst = 10
-21
 
 
Problema 11 p267 Alexeev 
Mostrar se há formação de precipitado de AgBrO3 (KPs=5,8 10
-5
) e de AgI (KPs=1,5 10
-16)
 
por ação de uma solução 0,2mol L
-1
 de Na[AgS2O3] sobre iguais volumes de: 
a. uma solução 0,2mol L
-1
 KBrO3; 
b. uma solução 0,2mol L
-1
 KI. 
 
Exemplo 2 p248 Alexeev 
Formar-se-á precipitado de AgBr (KPs=8 10
-13
) ao serem misturados iguais volumes de 
solução Na[AgS2O3]
-
 0,02mol L
-1
 e de KBr 0,02mol L
-1
, na ausência de excesso de Na2S2O3? 
Kest=10
13
 
 
Calcular a concentração máxima de Na[AgS2O3] para que não ocorra a precipitação de 
AgBr. 
 
Exemplo 7.3 p138 Nikolelis 
25mL de AgNO3 2mmol L
-1
 são misturados com 25mL de KCN x mol L
-1
. A mistura contém 
excesso de CN
-
. A concentração mínima de I
-
 necessária para iniciar a precipitação do AgI é 
1mol L
-1
. Calcular o valor de x. 
 
Exemplo 23p 108 Vogel 
Uma solução contém íon tetracianocuprato(I) e tetracianocadmiato (II) sendo a concentração 
de ambos 0,5mol L
-1
. A solução apresenta pH=9 e contém 0,1mol L
-1
 de cianeto livre. É possível 
precipitar sulfeto de cobre(I) e/ou sulfeto de cádmio dessa solução, adicionando H2S? 
 
Informações: 
 Kps Kest 
Cu2S 2 10
-47
 [Cu(CN)4]
3-
 2 10
27 
CdS 1,4 10
-28
 [Cd(CN)4]
2-
 7 10
16 
 Química Analítica I 
5 
 
 
Problema 7.8 p151 Nikolelis 
Calcular o volume de solução de NH3, que tem densidade 0,898g mL
-1
 e 28% (p/p) em NH3, 
são necessários para dissolver 14,33g de AgCl? Considerar que somente o complexo [Ag(NH3)2]
+
 
seja formado. 
 
Ex 7.2 p137 Nikolelis 
Assumindo que o sal cloreto de diaminargentato exista como um sólido, é possível preparar 
uma solução aquosa 0,01mol L
-1
 do sal sem que haja precipitação de AgCl? Assumir que a 
concentração molar de monoaminargentato seja aproximadamente zero. 
 
Problema 7.4 p150 Nikolelis 
A concentração total de prata complexada em solução é 0,004mol L
-1
. Qual deve ser a 
concentração molar de NH3 e NH4
+
 tal que o pH da solução seja 10 e o número médio de 
moléculas de NH3 por íon Ag
+
 seja 1,4. Considerar que somente o complexo diaminargentato seja 
formado. 
 
4 Equilíbrio REDOX 
4.1 Potenciais de eletrodos 
Exemplo 33 p142 VogelCalcular o potencial de uma solução resultante da mistura de 20mL KMnO4 0,02mol L
-1
, 
10mL de H2SO4 0,5mol L
-1
e 5mL FeSO4 0,1mol L
-1
, seguido pela diluição a 100mL com água 
destilada. Considerar: 
MnO4
-1
 + 8H
+
 + 5e ↔ Mn
2+
 + 4H2O E
o
1 = 1,51V 
Fe
3+
 + e ↔ Fe
2+
 E
o
2 = 0,76V 
4.2 Constante de equilíbrio em reações REDOX 
Exemplo 37 p146 Vogel 
Calcular K da seguinte reação: 
MnO4
-
 + 8H
+
 + 5Fe
2+
 ↔ Mn
2+
 + 4H2O + 5Fe
3+
 K 
A partir das semirreações: 
MnO4
-1
 + 8H
+
 + 5e ↔ Mn
2+
 + 4H2O E
o
1 = 1,51V 
Fe
3+
 + e ↔ Fe
2+
 E
o
2 = 0,76V 
 
Exemplo: Calcular o E
o
 da semirreação: 
MnO4
-
 + 8H
+
 + 7e ↔ Mn(s) + 4H2O E
o
3 
A partir das seguintes semirreações 
Mn
2+
 + 2e ↔ Mn(s) E
o
1 = -1,18V 
MnO4
-
 + 8H
+
 + 5e ↔ Mn
2+
 + 4H2O E
o
2 = 1,695V 
 
Exercício: Calcular o E
o
 para o processo 
 
ZnY
2-
 + 2e ↔ Zn(s) + Y
4-
 E
o
 
Em que Y
4-
 é o ânion complexante desprotonado do EDTA. A Kest)ZnY2- = 3,2 10
16
 
 
Exemplo 8.1 p154 Nikolelis 
Calcular os potenciais dos sistemas a seguir: 
a) Ag / Ag
+
 (10
-3
mol L
-1
) 
 Química Analítica I 
6 
 
b) Ag / [Ag(NH3)2]
+
 (10
-3
mol L
-1
), NH3 (1mol L
-1
) 
c) Ag / AgBr, Br
-
 (1mol L
-1
) 
 
Exemplo 8.14 p165 Nikolelis 
Qual das seguintes reações ocorre durante a dissolução da prata em HNO3 diluído? 
a) 2Ag + 2H
+
 ↔ 2Ag
+
 + H2↑ 
b) 3Ag + 4H
+
 + NO3
-
 ↔ 3Ag
+
 + NO↑ + 2H2O 
 
sabendo que 
Ag
+
 + e ↔ Ag E
o
 = 0,7994V 
2H
+
 + 2e ↔ H2 E
o
 = 0,00V 
NO3
-
 + 4H
+
 + 3e ↔ NO↑ + 2H2O E
o
 = 0,96V 
 
Exercício 10.6 p170 Schaum 
A constante de estabilidade do [Ag(CN)2]
-
 é 7,08 10
19
. Calcular o potencial padrão para a 
seguinte semirreação: 
[Ag(CN)2]
-
 + e ↔ Ag + 2CN
-
 E
o
 
Sabendo que 
Ag
+
 + e ↔ Ag E
o
 = 0,80V 
 
Ag
+
 + 2CN
-
 ↔ [Ag(CN)2]
-
 Kest = 7,08 10
19
 
 
Calcular o Kps do AgOH. Sabe-se que: 
1) Em água o AgOH se dissocia em Ag2O e H2O 
2) Ag+ + e == Ag Eo = 0,80V 
3) ½ Ag2O + ½ H2O + e == Ag + OH
- Eo = 0,342V 
5 Equilíbrio de precipitação 
Exemplo 15 p86 Vogel 
Calcule o KPs do Ag2CrO4 sabendo que um litro de solução saturada contém 3,57 10
-2
g de 
material dissolvido. 
 
Nikolelis p116 
Escreva a equação que relaciona KPs e solubilidade molar (So) do Ca3(PO4)2 
Ca3(PO4)2 ↔ 3Ca
2+
 + 2PO4
3-
 
 
Em qual das duas soluções o Ag2CrO4 (KPs=1,9 10
-12
) será menos solúvel? 
a) Na2CrO4 0,05mol L
-1 
b) AgNO3 0,05mol L
-1 
 
Exemplo 19 p88 Vogel 
Adicionando-se 100mL de H2SO4 10
-3mol L-1 a 100mL de solução que contém 8,29mg de 
Pb2+, calcular a massa de Pb que permanece em solução. 
Dados: KPs = 2,2 10-8 MMPb = 207,2 g mol
-1 
Exemplo 7 p35 livro de pptç Fatibello 
 Química Analítica I 
7 
 
Adicionou-se gota-a-gota a uma solução contendo Ba
2+
(aq) 10
-2
mol L
-1
 e Sr
2+
 10
-2
mol L
-1
 uma 
solução de Na2SO4 concentrado. Considerando que não há variação do volume final e que 
KPs)BaSO4 = 1,1 10
-10
 e KPs)SrSO4 = 2,8 10
-7
, calcular: 
a) A [SO4
2-] na qual o BaSO4 inicia a precipitar; 
b) A [SO4
2-] na qual SrSO4 inicia a precipitar; 
c) A [Ba2+] na qual SrSO4 inicia a precipitar; 
d) A %Ba2+ que foi precipitado quando inicia a precipitação de SrSO4. 
 
Uma solução contém 10
-3
mol L
-1
 de A
2+
 e 10
-4
mol L
-1
 de B
2+
, cujos Kps dos sulfetos são 
4 10
-29
 e 10
-23
, respectivamente. Calcular o pH em que a concentração do cátion menos solúvel 
será igual a 1% da concentração do cátion mais solúvel, considerando que a solução esteja 
saturada com H2S. 
 
Uma solução contém 0,1mmol L
-1
 de Pb
2+
 (KPsPbS=5 10
-29
) e 10mmol L
-1
 de Mn
2+
 
(KPsMnS=1,4 10
-15
). O pH da solução foi ajustado em 0,1 a solução saturada com H2S. Calcular a 
concentração molar dos cátions após o equilíbrio ser atingido. 
 
5.1 Combinação de constantes de equilíbrio 
Exemplo 6.18 
Calcular a constante de equilíbrio para a reação entre cromato de prata e cloreto 
Ag2CrO4 + 2Cl
-
 ↔ 2AgCl + CrO4
2-
 
 
É possível formar CuI adicionando iodeto de potássio à solução contendo tetramincuprato (II)? 
Considerar: 
2[Cu(NH3)4]
2+
 + 4I
-
 ↔ 2CuI↓ + I2 + 8NH3 
[Cu(NH3)4]
2+
 ↔ Cu
2+
 + 4NH3 Kinst=5 10
-28 
I2 + 2e ↔ 2I
-
 E
o
=0,54V 
Cu
2+
 + e ↔ Cu
+
 E
o
=0,153V 
CuI ↔ Cu
+
 + I
-
 KPs=2 10
-11
 
 
 
5.2 Dissolução de precipitados 
5.3 Transformação de eletrólitos pouco solúveis uns nos outros 
Exemplo 6.8 p121 Nikolelis 
Calcular a massa de K2CrO4 que deveria ser adicionada a 1L de solução saturada Ag2CrO4, 
de modo que [CrO4
2-
] = 2[Ag
+
]. Sabe-se que KPs=1,9 10
-12
. 
 
Exemplo 6.19 p130 Nikolelis 
Após tratar 0,1433g de AgCl com 5mL de Na2CO3 1,5mol L
-1
, foi determinado que a solução 
contém 0,0026g L
-1
 de Cl
-1
. 
a) Calcular o KPs do AgCl 
b) Calcular a % de AgCl convertida em Ag2CO3. KPs)Ag2CO3= 8,2 10
-12
. 
 
Avaliar a evolução na solubilidade do BaSO4 devido à adição de Na2CO3. Considerar: 
a) mBaSO4=2,33g 
b) KPsBaSO4=10
-10
 
 Química Analítica I 
8 
 
c) KPsBaCO3=8 10
-9
 
d) adição de 20mmol de Na2CO3. Diluir a 100mL com água destilada. Atingir o equilíbrio. 
Separar as fases. 
 
Exemplo 6.3 p118 Nikolelis 
Quantos gramas de NH4Cl devem ser adicionados a 50mL de solução NH3 0,2mol L
-1
 de 
modo que na solução resultante da sua mistura com 50mL de MnCl2 0,02mol L
-1
 não haja qualquer 
precipitado de Mn(OH)2? 
KPsMn(OH)2=2 10
-13
 Kb=1,8 10
-5