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M.A.P.A – Química Analítica e Instrumental Nome: Josiane Cabral de Oliveira Terlecki R.A: 21018149-5 Disciplina: QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL INSTRUÇÕES PARA REALIZAÇÃO DA ATIVIDADE 1. 2. Todos os campos acima (cabeçalho) deverão ser devidamente preenchidos. 3. O(A) aluno(a) deverá utilizar este modelo padrão para realizar a atividade. 4. Esta atividade deverá ser realizada individualmente. Caso identificada cópia indevida de colegas, as atividades de ambos serão zeradas. Também serão zeradas atividades que contiverem partes de cópias da Internet ou livros sem as devidas referências e citações de forma correta. 5. Para realizar esta atividade, leia atentamente as orientações e atente-se ao comando da questão. Procure argumentar de forma clara e objetiva, de acordo com o conteúdo da disciplina. 6. Neste arquivo resposta, coloque apenas as respostas identificadas de acordo com as questões. 7. Após terminar o seu arquivo resposta, salve o documento em PDF e o nomeie identificando a disciplina correspondente, para evitar que envie o MAPA na disciplina errada. Envie o arquivo resposta na página da atividade MAPA, na região inferior no espaço destinado ao envio das atividades. ARQUIVO ÚNICO (tire fotos do todas as páginas de exercício resolvido e coloque em um arquivo só) FORMATAÇÃO EXIGIDA 1. 2. O documento deverá ser salvo no formato PDF (.pdf). 3. Tamanho da fonte: 12 4. Cor: Automático/Preto. 5. Tipo de letra: Arial. 6. Alinhamento: Justificado. 7. Espaçamento entre linhas de 1.5. 8. Arquivo Único. ATENÇÃO VALOR DA ATIVIDADE: 3.5 Esta atividade deve ser realizada utilizando o formulário abaixo. Apague as informações que estão escritas em vermelho, pois são apenas demonstrações e instruções para te auxiliar, e, posteriormente, preencha todos os campos com suas palavras/imagens. FORMULÁRIO DE RESPOSTA DO MAPA De acordo com o enunciado no MAPA, CALCULE O pH FINAL em uma titulação, nas 3 situações abaixo, considerando uma solução de 35,0 mL de ácido fórmico (HCOOH) 0,150 M (Ka do ácido fórmico 1,80 x 10-4), que terá a adição de uma solução de hidróxido de potássio (KOH) de concentração 0,150 M, nos seguintes volumes: 1 - Adição de 17,5 mL O objetivo é descobrir o pH da solução após adição de 17,5mL de 0,150M de KOH; Então calcularemos quantos mols de base será adicionado: Como KOH é uma base forte, a concentração de KOH é igual à concentração de ions hidróxidos de OH- Sendo M = mol/L [OH-] = 0,150M = mol/0,0175L = 0,002526mol OH- Calcularemos também a concentração do ácido antes da adição [HCOOH] = 0,150M = mol/0,035L = 0,00525mol HCOOH Caracterizando uma reação de neutralização HCOOH + OH- → H2O + HCOO- Em mol 0,00525 + 0,002625 → 0 + 0 0,002625 + 0,002625 Resultando 0,002625 + 0 → 0 + 0,002625mol Em volumes 0,035L de HCOOH + 0,0175Lde KOH = 0,0525L Para descobrir a concentração de ácido e de ions: [HCOOH] = 0,002625/0,0525 = 0,005M [HCOO-] = 0,002625/0,0525 = 0,005M Caracterizando uma solução-tampão Utilizamos então a equação de henderson-hasselbalch pH = pKa + Log [A-]/[HA] SE pKa = - Log Ka Pka = - Log 1,80 x 10-4 pKa = 3,7447 então pH = 3,7447 + Log 0,005/0,005 pH = 3,7447 + Log 1 pH = 3,7447, pH da solução de 35mL de HCOOH + 17mL de KOH 2 - Adição de 35 mL Objetivo é descobrir o pH da solução após adição de 35mL de 0,150M de KOH; Então calcularemos quantos mols de base será adicionado: Como KOH é uma base forte, a concentração de KOH é igual à concentração de ions hidróxidos de OH- Sendo M = mol/L [OH-] = 0,150M = mol/0,035L = 0,00525mol OH- Calcularemos também a concentração do ácido antes da adição [HCOOH] = 0,150M = mol/0,035L = 0,00525mol HCOOH Temos a seguinte reação HCOOH + OH- → H2O + HCOO- Em mol 0,00525 + 0,00525 → 0 + 0 0,00525 + 0,00525 Resultando 0 + 0 → 0 + 0,00525mol Em volumes 0,035L de HCOOH + 0,035Lde KOH = 0,07L Como a nossa base neutralizou todo o ácido precisamos descobrir a concentração de ions em ponto de equivalência [HCOO-] = 0,00525/0,07 = 0,075M esses ions reagem com a água, então Equilibrando a equação HCOO- + H2O ⇄ HCOOH + OH- Inicial 0,00525 0 0 0 Durante a mudança -X +X +X Em equilíbrio 0,00525 -X X X Kb = (X.X)/0,00525-X Sendo x ≅ 0 e podendo ser desprezado Ka . Kb = 1,0 x 10-14 1,80 x 10-4 . Kb = 1,0 x 10-14 Kb =5,6 x 10-11 5,6 x 10-11 = X2/0,00525 X = √ 2,94 x 10 -13 X = 5,42 x 10-7 [OH-] Se pOH = Log [OH-] pOH = Log [ 5,42 x 10-7] pOH = 6,266 e Se pH + pOH = 14 pH + 6,266 = 14 pH = 14 – 6,266 pH = 7,74, pH da solução de 35mL de HCOOH + 35mL de KOH 3 – Adição de 35,5 mL O objetivo é descobrir o pH da solução após adição de 35,5mL de 0,150M de KOH; Então calcularemos quantos mols de base será adicionado: Como KOH é uma base forte, a concentração de KOH é igual à concentração de ions hidróxidos de OH- Sendo M = mol/L [OH-] = 0,150M = mol/0,0355L = 0,005325mol OH- Calcularemos também a concentração do ácido antes da adição [HCOOH] = 0,150M = mol/0,035L = 0,00525mol HCOOH E volumes 0,035L de HCOOH + 0,0355Lde KOH = 0,075L Se 0,00525 mol de OH- neutralizam todo o HCOOH e eu tenho 0,005325 mol de OH-, temos 0,000075 mol de OH- sobrando Assim [OH-] = 0,000075/0,075 [OH-] = 0,001 pOH = - Log [OH-] pOH = - Log 0,001 pOH = 3 Se pH + pOH = 14 pH = 14 – 3 pH = 11, pH da solução de 35mL de HCOOH + 35,5mL de KOH image1.png image2.png
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